Cl2 холбоо. Химийн холбоо. Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизм

1. Шүлтлэг шороон металууд нь

5) s-элементүүдэд

6) p-элементүүд рүү

7) d-элементүүдэд

8) f - элементүүд

2. Шүлтлэг шороон металлын атомууд гадаад энергийн түвшинд хэдэн электрон агуулдаг вэ?

1) Нэг 2) хоёр 3) гурав 4) дөрөв

3. Б химийн урвалхөнгөн цагааны атомуудыг үзүүлэв

3) Исэлдүүлэх шинж чанар 2) хүчиллэг шинж чанар

4) 3) нөхөн сэргээх шинж чанар 4) үндсэн шинж чанарууд

4. Кальци хлортой харилцан үйлчлэх нь урвал юм

1) задрал 2) холболт 3) орлуулах 4) солилцоо

5. Натрийн бикарбонатын молекул жин нь:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Төмөр эсвэл цахиурын аль атом илүү хүнд, хэр их жинтэй вэ?

4. Харьцангуй молекулын жинг тодорхойлох энгийн бодисууд: устөрөгч, хүчилтөрөгч, хлор, зэс, алмаз (нүүрстөрөгч). Тэдгээрийн аль нь хоёр атомт молекул, аль нь атомаас бүрддэгийг санаарай.
5.Дараах нэгдлүүдийн харьцангуй молекул жинг тооцоол нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO2 хүхрийн хүчил H2SO4 элсэн чихэр C12H22O11 этилийн спирт C2H6O гантиг CaCPO3
6. Устөрөгчийн хэт исэлд хүчилтөрөгчийн атом бүрт нэг устөрөгчийн атом байдаг. Харьцангуй молекул жин нь 34 бол устөрөгчийн урьдал исэлийн томъёог тодорхойл. Энэ нэгдэл дэх устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн массын харьцаа хэд вэ?
7. Нүүрстөрөгчийн давхар ислийн молекул хүчилтөрөгчийн молекулаас хэд дахин хүнд байдаг вэ?

Надад туслаач, 8-р ангийн даалгавар.

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

Ковалент холбоо

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

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

Цагаан будаа. 1 Солилцооны механизмаар HCl молекулд ковалент холбоо үүсэх

Атомын бүтцийн онолыг хөгжүүлснээр ба квант механикковалент холбоо үүсэх нь электрон тойрог замын давхцал хэлбэрээр илэрхийлэгддэг (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Электрон үүлний давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсэх

Атомын орбиталуудын давхцал их байх тусам бонд илүү бат бөх, бондын урт богино, бондын энерги төдий чинээ их байна. Янз бүрийн орбиталуудыг давхцуулж ковалент холбоо үүсгэж болно. s-s давхцлын үр дүнд, s-p орбиталууд, түүнчлэн d-d, p-p, d-p орбиталуудхажуугийн ир нь холболт үүсгэдэг. 2 атомын цөмийг холбосон шугамд перпендикуляр холбоо үүсдэг. Нэг ба нэг холбоо нь олон (давхар) ковалент холбоо үүсгэх чадвартай бөгөөд органик бодисанги алкен, алкадиен гэх мэт. Нэг ба хоёр холбоо нь олон (гурвалсан) ковалент холбоог үүсгэдэг бөгөөд энэ нь алкин (ацетилен) ангиллын органик бодисын шинж чанар юм.

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

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

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

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

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

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

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

Ионы холбоо

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

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Ионэлектроныг атомаас зайлуулах эсвэл нэмэхэд үүссэн цахилгаан цэнэгтэй бөөмс юм.

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

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

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

Металл холболт

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

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

Устөрөгчийн холбоо

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

Даалгавар №1

Өгөгдсөн жагсаалтаас ион химийн холбоо агуулсан хоёр нэгдлүүдийг сонгоно уу.

• 1. Ca(ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3.NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

Хариулт: 13

Ихэнх тохиолдолд нэгдэлд ионы төрлийн холбоо байгаа эсэхийг түүний бүтцийн нэгжид ердийн металлын атом ба металл бус атомуудыг нэгэн зэрэг агуулж байгаагаар тодорхойлж болно.

Энэ шинж чанарт үндэслэн бид 1-р нийлмэл - Ca(ClO 2) 2-д ионы холбоо байгааг тогтоожээ. Түүний томъёонд та ердийн металлын кальцийн атомууд ба металл бус металлын атомууд - хүчилтөрөгч, хлорыг харж болно.

Гэсэн хэдий ч энэ жагсаалтад металл болон металл бус атомыг агуулсан нэгдлүүд байхгүй байна.

Даалгаварт заасан нэгдлүүдийн дунд аммонийн хлорид нь аммонийн катион NH 4 + ба хлоридын ион Cl - хооронд ионы холбоо үүсдэг.

Даалгавар №2

Өгөгдсөн жагсаалтаас химийн бондын төрөл нь фторын молекултай ижил хоёр нэгдлүүдийг сонго.

1) хүчилтөрөгч

2) азотын исэл (II)

3) устөрөгчийн бромид

4) натрийн иодид

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 15

Фторын молекул (F2) нь нэг металл бус химийн элементийн хоёр атомаас бүрддэг тул энэ молекул дахь химийн холбоо нь ковалент, туйлт биш юм.

Ковалентын туйлт бус холбоог зөвхөн ижил металл бус химийн элементийн атомуудын хооронд байгуулж болно.

Санал болгож буй хувилбаруудаас зөвхөн хүчилтөрөгч ба алмаз нь ковалент туйлт бус төрлийн холбоог агуулдаг. Хүчилтөрөгчийн молекул нь нэг металл бус химийн элементийн атомуудаас бүрдэх хоёр атомт юм. Алмаз нь атомын бүтэцтэй бөгөөд бүтцээрээ металл бус нүүрстөрөгчийн атом бүр өөр 4 нүүрстөрөгчийн атомтай холбогддог.

Азотын исэл (II) нь хоёр өөр металл бус атомаас үүссэн молекулуудаас бүрдэх бодис юм. Янз бүрийн атомуудын электрон сөрөг чанар үргэлж өөр байдаг тул молекул дахь хуваалцсан электрон хос нь илүү электрон сөрөг элемент, энэ тохиолдолд хүчилтөрөгч рүү чиглэсэн байдаг. Тиймээс NO молекул дахь холбоо нь туйлын ковалент юм.

Устөрөгчийн бромид нь устөрөгч ба бромын атомуудаас бүрдэх хоёр атомт молекулуудаас бүрддэг. H-Br холбоог бүрдүүлдэг электрон хос нь илүү электрон сөрөг бромын атом руу шилждэг. HBr молекул дахь химийн холбоо нь туйлын ковалент юм.

Натрийн иодид нь металлын катион ба иодид анионоос үүссэн ионы бүтэцтэй бодис юм. NaI молекул дахь холбоо нь 3-аас электрон шилжсэний улмаас үүсдэг с-натрийн атомын орбиталууд (натрийн атом нь катион болж хувирдаг) дутуу дүүрсэн 5 хүртэл. х-иодын атомын тойрог зам (иодын атом нь анион болж хувирдаг). Энэхүү химийн холбоог ион гэж нэрлэдэг.

Даалгавар №3

Өгөгдсөн жагсаалтаас молекулууд нь устөрөгчийн холбоо үүсгэдэг хоёр бодисыг сонгоно.

• 1. C 2 H 6
• 2. C 2 H 5 OH
• 3. H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 23

Тайлбар:

Устөрөгчийн холбоо нь бодисуудад үүсдэг молекулын бүтэц, үүнд ковалентууд байдаг H-O бонд, H-N, H-F. Тэдгээр. Гурван атомтай устөрөгчийн атомын ковалент холбоо химийн элементүүдхамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй.

Тиймээс молекулуудын хооронд устөрөгчийн холбоо байдаг нь ойлгомжтой.

2) согтууруулах ундаа

3) фенолууд

4) карбоксилын хүчил

5) аммиак

6) анхдагч ба хоёрдогч аминууд

7) фторын хүчил

Даалгавар No4

Өгөгдсөн жагсаалтаас ион химийн холбоо бүхий хоёр нэгдлүүдийг сонго.

• 1. PCl 3
• 2.CO2
• 3. NaCl
• 4.H2S
• 5. MgO

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 35

Тайлбар:

Ихэнх тохиолдолд нэгдэлд ионы төрлийн холбоо байгаа эсэх тухай дүгнэлтийг тухайн бодисын бүтцийн нэгжүүд нь ердийн металлын атом ба металл бус атомуудыг нэгэн зэрэг агуулж байгаагаас дүгнэж болно.

Энэ шинж чанарт үндэслэн бид 3 (NaCl) ба 5 (MgO) дугаартай нэгдлүүдэд ионы холбоо байгааг тогтоов.

Тайлбар*

Дээрх шинж чанараас гадна түүний бүтцийн нэгж нь аммонийн катион (NH 4 +) эсвэл түүний органик аналогууд - алкиламмонийн катионууд RNH 3 +, диалкиламмони R 2 NH 2 +, агуулсан байвал нэгдэлд ионы холбоо байгаа эсэхийг хэлж болно. trialkylammonium катионууд R 3 NH + эсвэл тетраалкиламмони R 4 N +, R нь зарим нүүрсустөрөгчийн радикал юм. Жишээлбэл, ион төрлийн холбоо нь катион (CH 3) 4 + ба хлоридын ион Cl - хоёрын хооронд (CH 3) 4 NCl нэгдэлд үүсдэг.

Даалгавар №5

Өгөгдсөн жагсаалтаас ижил төрлийн бүтэцтэй хоёр бодисыг сонго.

4) хоолны давс

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 23

Даалгавар №8

Санал болгож буй жагсаалтаас молекулын бус бүтэцтэй хоёр бодисыг сонгоно.

2) хүчилтөрөгч

3) цагаан фосфор

5) цахиур

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 45

Даалгавар №11

Санал болгож буй жагсаалтаас молекулууд нь нүүрстөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомуудын хооронд давхар холбоо агуулсан хоёр бодисыг сонго.

3) формальдегид

4) цууны хүчил

5) глицерин

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 34

Даалгавар №14

Өгөгдсөн жагсаалтаас ионы холбоо бүхий хоёр бодисыг сонго.

1) хүчилтөрөгч

3) нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV)

4) натрийн хлорид

5) кальцийн исэл

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 45

Даалгавар №15

Санал болгож буй жагсаалтаас алмаз шиг ижил төрлийн болор тортой хоёр бодисыг сонго.

1) цахиурын исэл SiO 2

2) натрийн исэл Na 2 O

3) нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO

4) цагаан фосфор P 4

5) цахиур Si

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 15

Даалгавар №20

Өгөгдсөн жагсаалтаас молекулууд нь нэг гурвалсан холбоо бүхий хоёр бодисыг сонго.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5. C 2 H 2

Сонгосон холболтын дугаарыг хариултын талбарт бичнэ үү.

Хариулт: 45

Тайлбар:

Зөв хариултыг олохын тулд зурцгаая бүтцийн томъёонуудтанилцуулсан жагсаалтаас холболтууд:

Тиймээс азот ба ацетиленийн молекулуудад гурвалсан холбоо байгааг бид харж байна. Тэдгээр. зөв хариулт 45

Даалгавар №21

Санал болгож буй жагсаалтаас молекулууд нь ковалент туйлшгүй холбоо агуулсан хоёр бодисыг сонго.

Бондын хамгийн чухал шинж чанарууд нь: урт, туйлшрал, диполь момент, ханасан байдал, чиглэл, хүч, олон талт байдал юм.

Холбоосын урт– молекул дахь атомуудын цөм хоорондын зай. Бондын уртыг цөмийн хэмжээ, электрон үүлний давхцлын зэргээр тодорхойлно.

HF дахь холбоосын урт нь 0.92∙10 -10, HCl-д – 1.28∙10 -10 м урт нь богино байх тусам химийн холбоо илүү хүчтэй болно.

Бондын өнцөг (Холбооны өнцөг)химийн холбоотой атомуудын цөм дундуур өнгөрөх төсөөллийн шугамуудын хоорондох өнцгийг нэрлэнэ. ∟HOH=104 0 .5; ∟H 2 S=92.2 0; ∟H 2 S e =91 0 .0.

Химийн холбооны хамгийн чухал шинж чанар нь эрчим хүч, үүнийг тодорхойлох хүч чадал.

Бондын бат бэх нь түүнийг таслахад зарцуулсан энергийн тоон үзүүлэлтээр тодорхойлогддог бөгөөд 1 моль бодис тутамд кЖ-ээр хэмжигддэг.

Иймээс бондын бат бэх нь сублимацын энерги E subl-ээр тоон тодорхойлогддог. бодис ба молекулыг атомуудад задлах энерги E diss. . Сублимацийн энерги гэдэг нь бодисыг хатуу төлөвөөс хийн төлөвт шилжүүлэхэд зарцуулсан энергийг хэлнэ. Хоёр атомт молекулуудын хувьд холбох энерги нь молекулыг хоёр атом болгон задлах энергитэй тэнцүү байна.

Жишээлбэл, E diss. (мөн тиймээс E St.) H 2 молекул дахь 435 кЖ / моль байна. F 2 молекулд = 159 кЖ/моль, N 2 молекулд = 940 кЖ/моль.

Учир нь хоёр атомт биш, гэхдээ олон атомт молекулууд AB төрлийн n дундаж холболтын энерги

AB n =A+nB.

Жишээлбэл, процессын явцад шингэсэн энерги

924 кЖ/мольтэй тэнцүү байна.

Харилцааны энерги

E OH = = = = 462 кЖ/моль.

Молекулын бүтэц, бодисын бүтцийн талаархи дүгнэлтийг янз бүрийн аргаар олж авсан үр дүнд үндэслэн хийдэг. Энэ тохиолдолд олж авсан мэдээллийг зөвхөн холболтын урт ба энерги, бондын өнцгийн талаар төдийгүй бодисын бусад шинж чанарууд, тухайлбал соронзон, оптик, цахилгаан, дулааны болон бусад шинж чанаруудыг ашигладаг.

Бодисын бүтцийн талаархи туршилтаар олж авсан өгөгдлүүдийн багц нь химийн холболтын квант механик онолын үзэл баримтлалыг ашигладаг квант химийн тооцооны аргуудын үр дүнг нөхөж, нэгтгэн дүгнэдэг. Химийн холбоо нь голчлон валентийн электронуудаар дамждаг гэж үздэг. s- ба p-элементүүдийн хувьд валентийн электронууд нь гаднах давхаргын орбиталуудын электронууд, d-элементүүдийн хувьд электронууд нь гаднах давхаргын s-орбиталууд ба өмнөх давхаргын d-орбиталууд юм. .

Химийн бондын мөн чанар.

Химийн холбоо нь атомууд хоорондоо ойртох үед л үүсдэг нийт эрчим хүчсистем (E kin. + E pot.) буурна.

Молекул устөрөгчийн ионы H 2 + жишээн дээр химийн бондын мөн чанарыг авч үзье. (Энэ нь устөрөгчийн молекулуудыг H 2 электроноор цацрагаар гаргаж авдаг; хийн ялгаралтаар). Ийм энгийн молекулын системийн хувьд Шредингерийн тэгшитгэлийг хамгийн зөв шийддэг.

Устөрөгчийн ион H 2 + нэг электрон хоёр цөм - протоны талбайд хөдөлдөг. Цөмийн хоорондох зай 0.106 нм, холбох энерги (H атом ба H + ион руу задрах) 255.7 кЖ/моль. Энэ нь бөөмс хүчтэй гэсэн үг юм.

Молекулын ион H 2 + -д хоёр төрлийн цахилгаан статик хүч байдаг - электроныг аль алинд нь татах хүч, цөмүүдийн хоорондох түлхэлтийн хүч. Итгэл татах хүч нь эерэг цэнэгтэй H A + ба H A + цөмүүдийн хооронд илэрдэг бөгөөд үүнийг дараах зураг хэлбэрээр дүрсэлж болно. 3. Зөөх хүч нь бөөмийг бие биенээсээ холдуулах хандлагатай байдаг.

Цагаан будаа. 3. Атомын хэмжээний дарааллаар хоорондоо зайд ойртох үед үүсэх хоёр цөм хоорондын түлхэлт (a) ба таталцлын (б) хүч.

Таталцлын хүч нь сөрөг цэнэгтэй электрон e - ба эерэг цэнэгтэй H + ба H + цөмүүдийн хооронд үйлчилдэг. Хэрэв таталцал ба түлхэлтийн хүчний үр дүн тэг байвал молекул үүсдэг, өөрөөр хэлбэл цөмийн харилцан түлхэлт нь электроныг цөмд татах замаар нөхөх ёстой. Ийм нөхөн олговор нь электроны байршлаас хамаарна e - цөмтэй харьцуулахад (Зураг 3 b ба в). Энд юу гэсэн үг вэ гэхээр орон зай дахь электроны байрлал (үүнийг тодорхойлох боломжгүй) биш харин орон зайд электроныг олох магадлалыг хэлж байна. Зурагт харгалзах орон зай дахь электрон нягтын байршил. 3.б) бөөмүүдийн нийлэлтийг дэмжиж, харгалзах Зураг. 3.c) – бөөмийн түлхэлт, учир нь энэ тохиолдолд татах хүч нь нэг чиглэлд чиглэж, цөмийн түлхэлтийг нөхөхгүй. Иймд электрон нягтрал нь бөөмүүдийн хооронд тархах үед холболтын бүс, мөн электрон нягтрал нь цөмийн ард тархсан эсрэгбонд буюу эсрэг бондын бүс байдаг.

Хэрэв электрон холболтын бүсэд орвол химийн холбоо үүснэ. Хэрэв электрон антибондын бүсэд орвол химийн холбоо үүсэхгүй.

Холбох бүс дэх электрон нягтын тархалтын шинж чанараас хамааран химийн гурван үндсэн төрлийн холбоог ялгадаг: ковалент, ион ба металл. Эдгээр бондууд нь цэвэр хэлбэрээр байдаггүй бөгөөд ихэвчлэн эдгээр төрлийн бондуудын хослол нь нэгдлүүдэд байдаг.

Холболтын төрлүүд.

Химийн хувьд дараахь төрлийн бондуудыг ялгадаг: ковалент, ион, металл, устөрөгчийн холбоо, ван дер Ваалсын холбоо, донор-хүлээн авагчийн холбоо, дативийн холбоо.

Ковалент холбоо

Ковалентын холбоо үүсэх үед атомууд хоорондоо электрон солилцдог. Ковалентын бондын жишээ нь Cl 2 молекул дахь химийн холбоо юм. Льюис (1916) анх ийм холбоонд хоёр хлорын атом тус бүр нь гаднах электронуудын нэгийг нь нөгөө хлорын атомтай хуваалцдаг гэж санал болгосон. Атомын орбиталуудыг давхцуулахын тулд хоёр атом аль болох ойртох ёстой. Нийтлэг хос электрон нь ковалент холбоо үүсгэдэг. Эдгээр электронууд нь ижил тойрог замыг эзэлдэг бөгөөд тэдгээрийн эргэлт нь эсрэг чиглэлд чиглэгддэг.

Иймээс ковалент холбоо нь эсрэг талын спинтэй электрон хосолсоны үр дүнд өөр өөр атомуудын электронуудыг хуваалцах замаар хийгддэг.

Ковалент холбоо нь нийтлэг төрлийн холболт юм. Ковалентын холбоо нь зөвхөн молекулуудад төдийгүй талстуудад ч тохиолдож болно. Энэ нь ижил атомуудын хооронд (H 2, Cl 2, алмазын молекулуудад) болон өөр өөр атомуудын хооронд (H 2 O, NH 3 ... молекулуудад) үүсдэг.

Ковалентын холбоо үүсэх механизм

H 2 молекул үүсэх жишээг ашиглан механизмыг авч үзье.

H+H=H 2, ∆H=-436 кЖ/моль

Чөлөөт устөрөгчийн атомын цөм нь 1s электроноос үүссэн бөмбөрцөг тэгш хэмтэй электрон үүлээр хүрээлэгдсэн байдаг. Атомууд тодорхой зайд ойртох үед тэдгээрийн электрон үүл (орбиталууд) хэсэгчлэн давхцдаг (Зураг 4).

Цагаан будаа. 4. Устөрөгчийн молекул дахь холбоо үүсэх механизм.

Хэрэв хүрэлцэхээс өмнө ойртож буй устөрөгчийн атомууд цөмийн хооронд 0.106 нм зайтай байвал электрон үүл давхцсаны дараа энэ зай 0.074 нм байна.

Үүний үр дүнд цөмийн төвүүдийн хооронд молекулын хоёр электрон үүл үүсдэг бөгөөд энэ нь бөөм хоорондын зайд хамгийн их электрон нягттай байдаг. Цөмүүдийн хоорондох сөрөг цэнэгийн нягтын өсөлт нь бөөм хоорондын таталцлын хүчийг хүчтэй нэмэгдүүлэхэд тусалдаг бөгөөд энэ нь энерги ялгарахад хүргэдэг. Электрон орбиталуудын давхцал хүчтэй байх тусам химийн холбоо илүү хүчтэй болно. Хоёр устөрөгчийн атомын хооронд химийн холбоо үүссэний үр дүнд тэдгээр нь тус бүрдээ хүрдэг цахим тохиргооэрхэм хийн атом - гелий.

Квант механикийн үүднээс электрон үүлний давхцал үүсэх, ковалент холбоо үүсэхийг тайлбарлах хоёр арга байдаг. Тэдний нэгийг МЭӨ арга гэж нэрлэдэг ( валентын холбоо), өөр MO (молекулын тойрог зам).

Валентын бондын арга нь сонгосон хос атомын атомын орбиталуудын давхцлыг авч үздэг. MO аргад молекулыг бүхэлд нь авч үзэх ба электрон нягтын тархалтыг (нэг электроноос) бүхэл бүтэн молекулд тараадаг. H 2 дахь MO 2H-ийн байрлалаас эдгээр цөмүүдийн хооронд байрлах электрон үүлэнд цөмүүдийн таталцлын улмаас холбогддог.

Ковалентын бондын дүрслэл

Холболтыг янз бүрийн хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг.

1). Электроныг цэг болгон ашиглах

Энэ тохиолдолд устөрөгчийн молекул үүсэхийг диаграммд харуулав

N∙ + N∙ → N: N

2). Нэг молекулын квант эсэд эсрэгээр эргэлддэг хоёр электроныг байрлуулах гэх мэт квадрат эсүүдийг (орбиталуудыг) ашиглах

Энэхүү диаграмм нь молекулын энергийн түвшин анхны атомын түвшингээс доогуур байгааг харуулж байна молекулын төлөвбодисууд атомынхаас илүү тогтвортой байдаг.

3). Ковалентын холбоог шугамаар илэрхийлнэ

Жишээлбэл, H – N. Энэ шугам нь хос электроныг бэлэгддэг.

Хэрэв атомуудын хооронд нэг ковалент холбоо (нэг нийтлэг электрон хос) үүссэн бол үүнийг нэрлэдэг ганц бие, хэрэв илүү бол үржвэр болно давхар(хоёр нийтлэг электрон хос), гурав дахин(гурван нийтлэг электрон хос). Ганц холбоог нэг шугамаар, давхар холбоог хоёр шугамаар, гурвалсан холбоог гурван зураасаар илэрхийлнэ.

Атомуудын хоорондох зураас нь ерөнхий хос электронтой болохыг харуулж байна.

Ковалентын бондын ангилал

Электрон үүлний давхцлын чиглэлээс хамааран σ-, π-, δ-бондыг ялгадаг. σ холбоо нь электрон үүл харилцан үйлчлэгч атомуудын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуу давхцах үед үүсдэг.

σ-бондын жишээ:

Цагаан будаа. 5. s-, p-, d- электронуудын хооронд σ холбоо үүсэх.

Устөрөгчийн молекулд s-s үүл давхцах үед σ холбоо үүсэх жишээг харж болно.

π холбоо нь тэнхлэгийн хоёр талд электрон үүл давхцаж, атомын цөмүүдийг холбосон үед үүсдэг.

Цагаан будаа. 6. p-, d- электронуудын хооронд π-бонд үүсэх.

δ-бонд нь хоёр давхцах үед үүсдэг d-электрон үүл-д байрладаг зэрэгцээ хавтгайнууд. δ холбоо нь π холбооноос бага бат бөх, π холбоо нь σ холбооноос бага бат бөх байдаг.

Ковалентын бондын шинж чанарууд

A). Туйлшрал.

Хоёр төрлийн ковалент холбоо байдаг: туйлтгүй ба туйл.

Поляр бус ковалент бондын хувьд нийтлэг хос электроноос үүссэн электрон үүл нь атомын цөмтэй харьцангуй тэгш хэмтэй орон зайд тархсан байдаг. Жишээ нь нэг элементийн атомуудаас бүрдэх хоёр атомт молекулууд юм: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Тэдний электрон хос атомын аль алинд нь адилхан хамаарна.

Туйлын бондын хувьд холбоог бүрдүүлж буй электрон үүл харьцангуй өндөр электрон сөрөг шинж чанартай атом руу шилждэг.

Жишээ нь дараах молекулууд: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 гэх мэт. Дараах диаграммаар дүрсэлж болох HCl молекул үүсэхийг авч үзье.

Электрон хос хлорын атом руу шилждэг, учир нь хлорын атомын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар (2.83) нь устөрөгчийн атомаас (2.1) их байна.

б). Хангалттай байдал.

Хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсэхэд атомуудын оролцох чадварыг ковалент бондын ханалт гэж нэрлэдэг. Ковалентын бондын ханалт нь in химийн харилцан үйлчлэлЗөвхөн гаднах энергийн түвшний электронууд, өөрөөр хэлбэл хязгаарлагдмал тооны электронууд оролцдог.

V) . Төвлөрба ковалент бондын гибридизаци.

Ковалентын холбоо нь орон зайд чиглэсэн чиг хандлагаар тодорхойлогддог. Энэ нь электрон үүл нь тодорхой хэлбэртэй байдаг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн их давхцах нь тодорхой орон зайн чиг баримжаатай байдагтай холбон тайлбарладаг.

Ковалент холболтын чиглэл нь молекулуудын геометрийн бүтцийг тодорхойлдог.

Жишээлбэл, усны хувьд энэ нь гурвалжин хэлбэртэй байдаг.

Цагаан будаа. 7. Усны молекулын орон зайн бүтэц.

Усны молекул H 2 O дахь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн цөмийн хоорондох зай 0.096 нм (96 pm) байдгийг туршилтаар тогтоосон. Цөмийг дайран өнгөрөх шулуунуудын хоорондох өнцөг нь 104.5 0 байна. Тиймээс усны молекул нь өнцгийн хэлбэртэй бөгөөд түүний бүтцийг танилцуулсан зургийн хэлбэрээр илэрхийлж болно.

Гибридизаци

Туршилтын хувьд болон онолын судалгаа(Слэйтер, Полинг) зарим нэгдлүүд, тухайлбал BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 үүсэх үед молекул дахь атомын валентын электронуудын төлөвийг цэвэр s-, p-, d- долгионы функцээр тодорхойлдоггүй. , гэхдээ тэдгээрийн шугаман хослолоор. Ийм холимог бүтцийг эрлийз орбитал гэж нэрлэдэг бөгөөд холих процессыг эрлийзжүүлэх гэж нэрлэдэг.

Квантын химийн тооцооноос харахад атомын s ба p-орбиталуудыг холих нь молекул үүсэхэд таатай үйл явц юм. Энэ тохиолдолд цэвэр s- ба p-орбиталуудыг хамарсан холбоо үүсэхээс илүү их энерги ялгардаг. Тиймээс атомын электрон тойрог замыг эрлийзжүүлэх нь системийн энергийг их хэмжээгээр бууруулж, улмаар молекулын тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг. Эрлийзжүүлсэн тойрог зам нь цөмийн нэг талдаа нөгөө талаас илүү сунасан байдаг. Тиймээс эрлийз үүлний давхцах бүс дэх электрон нягтрал нь s- ба p-орбиталуудын тус тусад нь давхцах бүс дэх электрон нягтаас их байх бөгөөд үүний үр дүнд эрлийз үүлний электронууд үүссэн холбоо үүсдэг. тойрог зам нь илүү их хүч чадлаар тодорхойлогддог.

Хэд хэдэн төрлийн эрлийз төлөв байдал үүсдэг. s- ба p-орбиталууд эрлийзжих үед (s-эрлийз гэж нэрлэдэг) хоёр эрлийз орбитал үүсч, бие биенээсээ 180 0 өнцөгт байрладаг. Энэ тохиолдолд шугаман бүтэц үүснэ. Энэ тохиргоо (бүтэц) нь ихэнх шүлтлэг шороон металлын галогенид (жишээлбэл, BeX 2, X = Cl, F, Br), i.e. Холболтын өнцөг нь 180 0 С байна.

Цагаан будаа. 8. sp эрлийзжилт

Өөр нэг төрлийн эрлийзжилтийг sp 2 эрлийз гэж нэрлэдэг (нэг s ба хоёр p орбиталаас үүссэн) нь бие биенээсээ 120 0 өнцөгт байрладаг гурван эрлийз орбитал үүсэхэд хүргэдэг. Энэ тохиолдолд орон зайд молекулын гурвалжин бүтэц (эсвэл ердийн гурвалжин) үүсдэг. Ийм бүтэц нь BX 3 (X=Cl, F, Br) нэгдлүүдэд мэдэгддэг.

Цагаан будаа. 9. sp 2 -гибридизаци.

Нэг s- ба гурван p- орбиталаас үүсдэг sp 3 эрлийзжилт нь бага түгээмэл биш юм. Энэ тохиолдолд орон зайд тетраэдрийн дөрвөн оройтой тэгш хэмтэй чиглэсэн, өөрөөр хэлбэл 109 0 28 " өнцгөөр байрладаг дөрвөн эрлийз тойрог зам үүсдэг. Энэ орон зайн байрлалыг тетраэдр гэж нэрлэдэг. Энэ бүтэц нь молекулуудад мэдэгддэг. NH 3, H 2 O ба ерөнхийдөө II үеийн элементүүдийн хувьд түүний орон зайд харагдах байдлыг дараах зурагт дүрсэлж болно

Цагаан будаа. 10. Аммиакийн молекул дахь бондын орон зайн зохион байгуулалт,

онгоцонд төлөвлөсөн.

sp 3 эрлийзжүүлэлтийн улмаас тетраэдрийн холбоо үүсэхийг дараах байдлаар илэрхийлж болно (Зураг 11).

Цагаан будаа. 11. sp 3 эрлийзжих үед тетраэдрийн холбоо үүсэх.

CCl 4 молекулын жишээг ашиглан sp 3 эрлийзжих явцад тетраэдр холбоо үүсэхийг Зураг дээр үзүүлэв. 12.

12-р зураг. sp 3 - CCl 4 молекулуудад эрлийзжих үед тетраэдрийн холбоо үүсэх.

Гибридизаци нь зөвхөн s- ба p-орбиталуудад хамаарахгүй. III ба дараагийн үеүүдийн стереохимийн элементүүдийг тайлбарлахын тулд s-, p-, d- орбиталуудыг багтаасан эрлийз орбиталуудыг нэгэн зэрэг байгуулах шаардлагатай байна.

Ковалентын холбоо бүхий бодисууд нь:

1. органик нэгдлүүд;

2. хатуу ба шингэн бодис, галоген атомын хосуудын хооронд, түүнчлэн устөрөгч, азот, хүчилтөрөгчийн хос атомуудын хооронд холбоо үүсдэг, жишээлбэл, H2;

3. VI бүлгийн элементүүд (жишээлбэл, теллурын спираль гинж), V бүлгийн элементүүд (жишээлбэл, хүнцэл), IV бүлгийн элементүүд (алмаз, цахиур, германий);

4. бүрдүүлэгч элементүүд нь үелэх системийн II-VI, III-V бүлэгт байрлах 8-N дүрэмд захирагддаг нэгдлүүд (InSb, CdS, GaAs, CdTe гэх мэт).

Ковалентын холбоо бүхий хатуу биетүүдэд ижил бодисын хувьд өөр өөр талст бүтэц үүсч болох ба тэдгээрийн холболтын энерги нь бараг ижил байдаг. Жишээлбэл, ZnS-ийн бүтэц нь куб (цайрын бленд) эсвэл зургаан өнцөгт (вуртцит) байж болно. Цайрын хольц ба вуртцит дахь хамгийн ойрын хөршүүдийн байршил ижил бөгөөд эдгээр хоёр бүтцийн энергийн цорын ганц бөгөөд жижиг ялгаа нь хамгийн ойрын атомуудын байрлалаар тодорхойлогддог. Зарим бодисын энэ чадварыг аллотропи буюу полиморфизм гэж нэрлэдэг. Аллотропийн өөр нэг жишээ бол цэвэр кубаас зургаан өнцөгт хүртэл янз бүрийн бүтэцтэй хэд хэдэн политиптэй цахиурын карбид юм. ZnS, SiC-ийн эдгээр олон тооны талст өөрчлөлтүүд өрөөний температурт байдаг.

Ионы холбоо

Ионы холбоо гэдэг нь эсрэг тэмдэгтэй (жишээ нь + ба -) цэнэгтэй ионуудын хоорондох цахилгаан таталтын хүч юм.

Ионы холболтын санаа нь В.Косселийн санаан дээр үндэслэсэн юм. Тэрээр (1916) хоёр атом харилцан үйлчлэхэд нэг нь татгалзаж, нөгөө нь электрон хүлээн авдаг гэж санал болгосон. Тиймээс нэг атомаас нөгөө атом руу нэг буюу хэд хэдэн электрон шилжих замаар ионы холбоо үүсдэг. Жишээлбэл, натрийн хлоридын хувьд электроныг натрийн атомаас хлорын атом руу шилжүүлэх замаар ионы холбоо үүсдэг. Энэ дамжуулалтын үр дүнд +1 цэнэгтэй натрийн ион, -1 цэнэгтэй хлорын ион үүсдэг. Тэд цахилгаан статик хүчээр бие биедээ татагдаж, тогтвортой молекул үүсгэдэг. Косселийн санал болгосон электрон дамжуулалтын загвар нь литийн фторид, кальцийн исэл, литийн исэл зэрэг нэгдлүүд үүсэхийг тайлбарлах боломжийг олгодог.

Хамгийн ердийн ионы нэгдлүүд нь I ба II бүлэгт хамаарах металлын катионуудаас бүрддэг үечилсэн хүснэгт, ба анионууд металл бус элементүүд VI ба VII бүлэгт хамаарах.

Ионы нэгдэл үүсэх хялбар байдал нь түүнийг бүрдүүлэгч катион ба анионууд үүсэх хялбар байдлаас хамаарна. Үүсэх хялбар байдал нь өндөр байх тусам атомын электрон хандивлагчийн иончлолын энерги бага байх тусам (электрон хандивлагч), электрон нэмж буй атом (электрон хүлээн авагч) электронтой илүү холбоотой байдаг. Электрон хамааралнь атомын электрон авах чадварын хэмжүүр юм. Энэ нь нэг моль атомаас нэг моль дан цэнэгтэй анион үүсэх үед үүсэх энергийн өөрчлөлтөөр тодорхойлогддог. Энэ нь "анхны электрон ойр дотно байдал" гэж нэрлэгддэг ойлголт юм. Хоёр дахь электрон хамаарал нь нэг моль дан цэнэгтэй анионоос нэг моль давхар цэнэгтэй анион үүсэх үед үүсдэг энергийн өөрчлөлт юм. Эдгээр ойлголтууд нь иончлолын энерги ба электроны хамаарал нь хийн бодисуудтай холбоотой бөгөөд атом, ионуудын шинж чанар юм. хийн төлөв. Гэхдээ ихэнх ионы нэгдлүүд хатуу төлөвт хамгийн тогтвортой байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй. Энэ нөхцөл байдлыг хатуу төлөвт тэдгээрийн дотор талст тор байдагтай холбон тайлбарладаг. гэсэн асуулт гарч ирнэ. Эцсийн эцэст яагаад ионы нэгдлүүд хийн төлөвт бус харин болор тор хэлбэрээр илүү тогтвортой байдаг вэ? Энэ асуултын хариулт нь электростатик загвар дээр суурилсан болор торны энергийн тооцоо юм. Үүнээс гадна энэхүү тооцоолол нь ионы бондын онолын туршилт юм.

Кристал торны энергийг тооцоолохын тулд хийн ион үүсэх замаар болор торыг устгахад шаардагдах ажлыг тодорхойлох шаардлагатай. Тооцооллыг хийхийн тулд таталцлын болон түлхэлтийн хүчний санааг ашигладаг. Ганц цэнэгтэй ионуудын харилцан үйлчлэлийн потенциал энергийн илэрхийлэлийг таталцлын болон түлхэлтийн энергийн нийлбэрээр олно.

E = E in + E out (1).

Эсрэг тэмдэгттэй ионуудын Кулоны таталцлын энергийг Eat гэж авна, жишээлбэл, NaCl нэгдлийн хувьд Na + ба Cl -.

E ирж буй = -e 2 /4πε 0 r (2),

дүүргэсэн цахим хураамж хуваарилалт оноос хойш электрон бүрхүүлбөмбөрцөг тэгш хэмтэй. Анион ба катионуудын дүүрсэн бүрхүүлүүд давхцах үед Паули зарчмын дагуу түлхэлтийн улмаас ионуудын ойртох зай хязгаарлагдмал байдаг. Цөм хоорондын зайнаас хамааран түлхэлтийн энерги хурдан өөрчлөгддөг бөгөөд үүнийг дараах хоёр ойролцоо илэрхийлэл хэлбэрээр бичиж болно.

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

Энд А ба В нь тогтмол, r нь ионуудын хоорондох зай, ρ нь параметр (шинж чанар) юм.

Эдгээр илэрхийллүүдийн аль нь ч түлхэлтэд хүргэдэг нарийн төвөгтэй квант механик процесст тохирохгүй гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.

Эдгээр томъёоны ойролцоо шинж чанарыг үл харгалзан тэдгээр нь NaCl, KCl, CaO зэрэг ионы нэгдлүүдийн молекул дахь химийн холбоог маш нарийн тооцоолж, тайлбарлах боломжийг олгодог.

Ионы цахилгаан орон нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байдаг тул (Зураг 13) ионы холбоо нь ковалент холбооноос ялгаатай нь чиглэлгүй байдаг. Хоёр эсрэг цэнэгтэй ионы харилцан үйлчлэл нь зөвхөн ионы цөмийн төвүүдийг холбосон чиглэлд түлхэх хүчээр нөхөгддөг бөгөөд ионуудын цахилгаан талбайн нөхөн олговор үүсдэггүй. Тиймээс тэд бусад ионуудтай харилцан үйлчлэх чадвартай байдаг. Тиймээс ионы холбоо нь ханасан биш юм.

Цагаан будаа. 13. Электростатик талбайн бөмбөрцөг тэгш хэм

эсрэг цэнэгтэй төлбөр.

Ионы бондын чиглэлгүй, ханаагүй байдлаас шалтгаалан ион бүр эсрэг тэмдгийн хамгийн их тооны ионоор хүрээлэгдсэн үед энергийн хувьд хамгийн таатай байдаг. Үүнээс үүдэн ионы нэгдлийн оршин тогтнох хамгийн тохиромжтой хэлбэр нь болор юм. Жишээлбэл, NaCl талст дахь катион бүр хамгийн ойрын хөрш болох зургаан анионтой байдаг.

Зөвхөн хийн төлөвт өндөр температурт ионы нэгдлүүд нь холбоогүй молекул хэлбэрээр байдаг.

Ионы нэгдлүүдийн хувьд зохицуулалтын тоо нь ковалент нэгдлүүдийн нэгэн адил атомуудын тодорхой электрон бүтцээс хамаардаггүй, харин ионуудын хэмжээсийн харьцаагаар тодорхойлогддог. Харьцаатай ионы радиус 0.41 - 0.73-ийн хүрээнд ионуудын октаэдр зохицуулалт ажиглагдаж, 0.73-1.37 харьцаатай - куб зохицуулалт гэх мэт.

Тиймээс хэвийн нөхцөлд ионы нэгдлүүд байдаг талст бодисууд. Хоёр ион молекулын тухай ойлголт, жишээлбэл, NaCL, CsCl, тэдгээрт хамаарахгүй. Кристал бүр нь олон тооны ионуудаас тогтдог.

Ионы холбоог хязгаарлагдмал туйлын холбоо болгон төлөөлж болох бөгөөд үүний хувьд атомын үр ашигтай цэнэг нэгдмэл байдалтай ойролцоо байна. Цэвэр ковалент туйлт бус бондын хувьд атомуудын үр ашигтай цэнэг тэг байна. Бодит бодисуудад цэвэр ион ба цэвэр ковалент холбоо ховор байдаг. Ихэнх нэгдлүүд нь туйлшралгүй ковалент ба туйлын ионы хоорондох холбоосын шинж чанартай байдаг. Өөрөөр хэлбэл, эдгээр нэгдлүүдэд ковалент холбоо нь хэсэгчлэн ион шинж чанартай байдаг. Бодит бодис дахь ион ба ковалент бондын мөн чанарыг Зураг 14-т үзүүлэв.

Цагаан будаа. 14. Бондын ион ба ковалент шинж чанар.

Бондын ионы шинж чанарын харьцааг ионы зэрэг гэнэ. Энэ нь молекул дахь атомуудын үр дүнтэй цэнэгээр тодорхойлогддог. Ионы зэрэг нь түүнийг бүрдүүлэгч атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.

Металл холболт

Металлын атомуудад гадаад валентийн электронууд нь металл бус атомуудаас хамаагүй сул байдаг. Энэ нь электрон болон бие даасан атомуудын хоорондын холбоог хангалттай удаан хугацаанд алдаж, нийгэмшүүлэхэд хүргэдэг. Гадаад электронуудын нийгэмшсэн чуулга бий болсон. Ийм цахим систем байгаа нь ижил нэртэй цэнэгтэй хэдий ч эерэг металлын ионуудыг ойрхон байлгах хүч бий болоход хүргэдэг. Энэ холбоог металл гэж нэрлэдэг. Ийм холбоо нь зөвхөн металлын шинж чанартай бөгөөд бодисын хатуу ба шингэн төлөвт байдаг. Металлын холбоо нь химийн бондын нэг төрөл юм. Энэ нь атомтай холбоогоо алдаж, чөлөөт электрон гэж нэрлэгддэг гадаад электронуудыг нийгэмшүүлэхэд суурилдаг (Зураг 15).

Цагаан будаа. 15. Металл холболт.

Металл бонд байгаа нь дараах баримтуудаар нотлогддог. Бүх металууд нь өндөр дулаан дамжуулалт, өндөр цахилгаан дамжуулалттай байдаг бөгөөд энэ нь чөлөөт электронууд байгаагаар баталгааждаг. Нэмж дурдахад ижил нөхцөл байдал нь металлын гэрлийн цацрагийг сайн тусгах чадвар, тэдгээрийн гялалзах, тунгалаг байдал, өндөр уян хатан чанар, эерэг чанарыг тодорхойлдог. температурын коэффициентцахилгаан эсэргүүцэл.

Металлын болор торны тогтвортой байдлыг ион ба ковалент зэрэг төрлийн холбоогоор тайлбарлах боломжгүй юм. Кристал торны хэсгүүдэд байрлах металлын атомуудын хооронд ионы холбоо үүсэх боломжгүй, учир нь тэдгээр нь ижил цэнэгтэй байдаг. Атом бүр хамгийн ойрын 8-12 хөрштэй бөгөөд маш олон хос электрон хостой ковалент холбоо үүсэх нь тодорхойгүй тул металлын атомуудын хооронд ковалент холбоо үүсэх магадлал бага байдаг.

Металл хийцүүд нь атомуудын нэлээд ховор байршилтай (цөм хоорондын зай ихтэй) ба их тооболор тор дахь атом бүрийн хамгийн ойрын хөршүүд. Хүснэгт 1-д гурван ердийн металл бүтцийг харуулав.

Хүснэгт 1

Хамгийн түгээмэл гурван металлын бүтцийн шинж чанар

Атом бүр олон тооны холбоо (жишээлбэл, 8 атомтай) үүсэхэд оролцдог болохыг бид харж байна. Ийм олон тооны холбоог (8 эсвэл 12 атомтай) орон зайд нэгэн зэрэг байрлуулах боломжгүй. Харилцаа холбоо нь резонансын тусламжтайгаар явагдах ёстой хэлбэлзлийн хөдөлгөөнатом бүрийн гадаад электронууд, үүний үр дүнд болорын бүх гадаад электронуудын нэгдэл нь электрон хий үүсэх замаар явагддаг. Олон металлын хувьд металлын холбоо үүсгэхийн тулд атом бүрээс нэг электрон авахад хангалттай. Гаднах бүрхүүлдээ ганц электронтой литийн хувьд яг ийм зүйл ажиглагдаж байна. Литийн болор нь электрон хийгээр хүрээлэгдсэн Li + ионуудын сүлжээ (0.068 нм радиустай бөмбөрцөг) юм.

Цагаан будаа. 16. Төрөл бүрийн талст савлагаа: a-зургаан өнцөгт хаалттай савлагаа; b - нүүр төвтэй куб савлагаа; c-бие төвтэй куб савлагаа.

Металл болон ковалент бондын хооронд ижил төстэй зүйлүүд байдаг. Энэ нь хоёр төрлийн бонд нь валентийн электронуудыг хуваалцахад суурилдагт оршино. Гэсэн хэдий ч ковалент холбоо нь зөвхөн хоёр зэргэлдээ атомыг холбодог бөгөөд хуваалцсан электронууд нь холбогдсон атомуудтай ойрхон байдаг. Металлын холбоонд хэд хэдэн атомууд валентийн электронуудыг хуваалцахад оролцдог.

Ийнхүү металлын холбоо гэдэг ойлголт нь электрон хийгээр дүүрсэн ионуудын хооронд том зай бүхий эерэг цэнэгтэй ионы цөмийн цуглуулга гэсэн металлын санаатай салшгүй холбоотой байдаг бол макроскопийн түвшинд систем нь цахилгаан саармаг хэвээр байна.

Дээр дурдсан химийн бондын төрлөөс гадна молекул хоорондын бусад төрлийн холбоо байдаг: устөрөгчийн холбоо, ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэл, донор хүлээн авагчийн харилцан үйлчлэл.

Молекулуудын донор-хүлээн авагчийн харилцан үйлчлэл

Нэг атомын хоёр электрон үүл, нөгөө атомын чөлөөт тойрог замын улмаас ковалент холбоо үүсэх механизмыг донор хүлээн авагч гэж нэрлэдэг. Харилцаа холбоог хоёр электрон үүлээр хангадаг атом эсвэл бөөмсийг донор гэж нэрлэдэг. Энэ электрон хосыг хүлээн авах чөлөөт тойрог замтай атом эсвэл бөөмсийг хүлээн авагч гэж нэрлэдэг.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн үндсэн төрлүүд. Устөрөгчийн холбоо

Валентээр ханасан молекулуудын хооронд бөөмийн хэмжээнээс хэтэрсэн зайд молекул хоорондын таталцлын цахилгаан статик хүч гарч ирж болно. Тэднийг ван дер Ваалсын хүч гэж нэрлэдэг. Ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэл нь хоорондоо нягт уялдаатай атомуудын хооронд үргэлж байдаг боловч илүү хүчтэй холболтын механизм байхгүй тохиолдолд л чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. 0.2 эВ/атомын энергитэй энэхүү сул харилцан үйлчлэл нь төвийг сахисан атомууд болон молекулуудын хооронд үүсдэг. Хийн молекулуудын хоорондын сул харилцан үйлчлэлийг харгалзан төлөвийн тэгшитгэл нь бодит хийн шинж чанарыг тэгшитгэлээс хамаагүй дээр тайлбарладаг гэж тэр анх санал болгосон тул харилцан үйлчлэлийн нэр нь ван дер Ваальсийн нэртэй холбоотой юм. идеал хийн төлөв. Гэсэн хэдий ч энэхүү татах хүчний мөн чанарыг зөвхөн 1930 онд Лондон тайлбарлав. Одоогийн байдлаар дараах гурван төрлийн харилцан үйлчлэлийг ван дер Ваалсын таталт гэж ангилдаг: чиг баримжаа, индуктив, дисперсив (Лондонгийн нөлөө). Ван дер Ваалсын таталцлын энерги нь чиг баримжаа, индуктив болон дисперсийн харилцан үйлчлэлийн нийлбэрээр тодорхойлогддог.

E in = E эсвэл + E ind + E disp (5).

Туйлын молекулуудын хооронд чиг баримжаа олгох харилцан үйлчлэл (эсвэл диполь-диполь харилцан үйлчлэл) үүсдэг бөгөөд тэдгээр нь ойртох үед эсрэг туйлтай бие бие рүүгээ эргэлддэг (чиглүүлдэг) тул молекулуудын системийн боломжит энерги хамгийн бага болно. Молекулуудын диполь момент μ их байх тусам тэдгээрийн хоорондох l зай бага байх тусам чиг баримжаа олгох харилцан үйлчлэлийн энерги нь илүү чухал болно.

E эсвэл = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

Энд ε 0 нь цахилгаан тогтмол юм.

Индуктив харилцан үйлчлэл нь молекулуудын эргэн тойрон дахь диполуудаар туйлшрах үйл явцтай холбоотой байдаг. Энэ нь туйлшралгүй молекулын туйлшрах чадвар α өндөр байх тусам туйлын молекулын диполь момент μ их байх тусам илүү ач холбогдолтой юм.

E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Туйл бус молекулын туйлшрах чадварыг деформаци гэж нэрлэдэг, учир нь энэ нь бөөмийн хэв гажилттай холбоотой байдаг бол μ нь электрон үүл ба цөмийн өмнөх байрлалтай харьцуулахад шилжилт хөдөлгөөнийг тодорхойлдог.

Тархалтын харилцан үйлчлэл (Лондонгийн нөлөө) нь бүтэц, туйлшралаас үл хамааран аливаа молекулд тохиолддог. Электрон үүл ба бөөмийн цэнэгийн хүндийн төвүүдийн агшин зуур таарахгүйн улмаас агшин зуурын диполь үүсдэг бөгөөд энэ нь бусад бөөмсүүдэд агшин зуурын диполийг өдөөдөг. Агшин зуурын диполуудын хөдөлгөөн тогтмол болдог. Үүний үр дүнд хөрш зэргэлдээ хэсгүүд харилцан таталцлыг мэдэрдэг. Дисперсийн харилцан үйлчлэлийн энерги нь иончлолын энерги E I ба молекулуудын туйлшралаас α хамаарна.

E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).

Устөрөгчийн холбоо нь валент ба молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хоорондох завсрын холбоо юм. Устөрөгчийн бондын энерги бага, 8-80 кЖ/моль боловч ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэлийн энергиээс өндөр байна. Устөрөгчийн холбоо нь ус, спирт, хүчил зэрэг шингэний шинж чанар бөгөөд эерэг туйлширсан устөрөгчийн атомаас үүсдэг. Жижиг хэмжээтэй, дотоод электрон байхгүй нь аливаа нэгдэл дэх шингэн дэх устөрөгчийн атом нь ковалент холбоогүй өөр эсвэл ижил молекулын сөрөг туйлширсан атомтай нэмэлт харилцан үйлчлэлд орох боломжийг олгодог.

A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.

Өөрөөр хэлбэл, молекулуудын холбоо үүсдэг. Молекулуудын нэгдэл нь дэгдэмхий чанар буурах, буцлах температур, ууршилтын дулааныг нэмэгдүүлэх, шингэний зуурамтгай чанар, диэлектрик дамжуулалтыг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг.

Ус нь устөрөгчийн холбоонд онцгой тохиромжтой бодис юм, учир нь түүний молекул нь хоёр устөрөгчийн атом, хүчилтөрөгчийн атом дээр хоёр дан хос байдаг. Энэ нь молекулын өндөр диполь момент (μ D = 1.86 D) ба дөрвөн устөрөгчийн холбоо үүсгэх чадварыг тодорхойлдог: хоёр нь протоны донор, хоёр нь протон хүлээн авагчийн хувьд.

(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 удаа.

Цуврал дахь молекулын жингийн өөрчлөлттэй гэдгийг туршилтаар мэддэг устөрөгчийн нэгдлүүдГурав дахь болон дараагийн үеийн элементүүд, буцалгах цэг нэмэгддэг. Хэрэв энэ хэв маягийг усанд хэрэглэвэл буцлах цэг нь 100 0 С биш, харин 280 0 С байх ёстой. Энэ зөрчил нь усанд устөрөгчийн холбоо байгааг баталж байна.

Туршилтаар молекулын холбоо нь шингэн, ялангуяа хатуу усанд үүсдэг болохыг харуулсан. Мөс нь тетраэдр талст тортой. Тетраэдрийн төв хэсэгт нэг усны молекулын хүчилтөрөгчийн атом байдаг; Шингэн усанд устөрөгчийн холбоо хэсэгчлэн устаж, бүтэц нь харагдана динамик тэнцвэрхолбоот молекул ба чөлөөт молекулуудын хооронд.

Валент холболтын арга

Валентын холбоо буюу локалчлагдсан электрон хосын онол нь молекул дахь хос атом бүрийг нэг буюу хэд хэдэн электрон хосоор холбодог гэж үздэг. Валентын бондын онолд химийн холбоо нь хоёр атомын хооронд байрладаг, өөрөөр хэлбэл энэ нь хоёр төвтэй, хоёр электронтой байдаг.

Валентын бондын арга нь дараах үндсэн зарчмууд дээр суурилдаг.

Молекул дахь хос атом бүрийг нэг буюу хэд хэдэн хос электрон хосоор холбодог;

Нэг ковалент холбоо нь холболтын атомуудын валентын орбитал дээр байрлах эсрэг параллель спинтэй хоёр электроноор үүсгэгддэг;

Бонд үүсэх үед электронуудын долгионы функцүүд давхцаж, атомуудын хоорондох электрон нягтрал нэмэгдэж, системийн нийт энерги буурахад хүргэдэг;

Химийн бондын шинж чанар

Химийн холболтын тухай сургаал нь бүх онолын химийн үндэс суурийг бүрдүүлдэг. Химийн холбоо гэдэг нь атомуудыг молекул, ион, радикал, талст болгон холбосон харилцан үйлчлэл гэж ойлгогддог. Дөрвөн төрлийн химийн холбоо байдаг: ион, ковалент, металл ба устөрөгч. Ижил бодисуудаас янз бүрийн төрлийн холбоог олж болно.

1. Суурийн хувьд: гидроксо бүлэгт хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлшралтай ковалент холбоо, харин металл ба гидроксо бүлгийн хооронд ион хэлбэртэй байна.

2. Давстай хүчилтөрөгч агуулсан хүчил: металл бус атом ба хүчилтөрөгчийн хүчиллэг үлдэгдэл - туйлын ковалент ба металл ба хоёрын хооронд. хүчиллэг үлдэгдэл- ион.

3. Аммони, метиламмони гэх мэт давсуудад азот ба устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлын ковалент, аммонийн буюу метиламмонийн ион ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд ион байдаг.

4. Металлын хэт исэлд (жишээлбэл, Na 2 O 2) хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо нь ковалент, туйлшралгүй, металл ба хүчилтөрөгчийн хоорондох ион гэх мэт.

Бүх төрлийн химийн бондын нэгдмэл байдлын шалтгаан нь тэдгээрийн ижил химийн шинж чанар - электрон-цөмийн харилцан үйлчлэл юм. Ямар ч тохиолдолд химийн холбоо үүсэх нь атомуудын электрон-цөмийн харилцан үйлчлэлийн үр дүн бөгөөд энерги ялгарах дагалддаг.

Ковалентын холбоо үүсгэх аргууд

Ковалент химийн холбоонь электрон хосууд үүссэний улмаас атомуудын хооронд үүсдэг холбоо юм.

Ковалент нэгдлүүд нь ихэвчлэн хий, шингэн эсвэл харьцангуй бага хайлах хатуу бодис юм. Ховор үл хамаарах зүйлүүдийн нэг бол 3500 хэмээс дээш температурт хайлдаг алмаз юм. Үүнийг бие даасан молекулуудын цуглуулга биш харин ковалентаар холбогдсон нүүрстөрөгчийн атомуудын тасралтгүй сүлжээ болох алмазын бүтцээр тайлбарладаг. Үнэн хэрэгтээ ямар ч очир алмааз болор хэмжээнээс үл хамааран нэг том молекул юм.

Хоёр металл бус атомын электронууд нэгдэх үед ковалент холбоо үүсдэг. Үүссэн бүтцийг молекул гэж нэрлэдэг.

Ийм холбоо үүсэх механизм нь солилцоо эсвэл донор хүлээн авагч байж болно.

Ихэнх тохиолдолд ковалент холболттой хоёр атом нь өөр өөр электрон сөрөг шинж чанартай байдаг ба хуваалцсан электронууд нь хоёр атомд адил хамааралгүй байдаг. Ихэнх тохиолдолд тэд нэг атомаас нөгөө атомаас илүү ойр байдаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын молекулд ковалент холбоо үүсгэдэг электронууд нь хлорын атомын цахилгаан сөрөг чанар нь устөрөгчийнхээс өндөр байдаг тул түүнд ойр байрладаг. Гэсэн хэдий ч электронуудыг татах чадварын ялгаа нь устөрөгчийн атомаас хлорын атом руу бүрэн электрон шилжихэд хангалттай биш юм. Тиймээс устөрөгч ба хлорын атомуудын хоорондын холбоог ионы холбоо (бүрэн электрон дамжуулалт) ба туйлшгүй ковалент холбоо (хоёр атомын хоорондох хос электронуудын тэгш хэмтэй зохион байгуулалт) хоорондын хөндлөн холбоо гэж үзэж болно. Атомын хэсэгчилсэн цэнэгийг Грекийн δ үсгээр тэмдэглэнэ. Ийм холбоог туйлын ковалент холбоо гэж нэрлэдэг ба устөрөгчийн хлоридын молекулыг туйлт гэж нэрлэдэг, өөрөөр хэлбэл эерэг цэнэгтэй төгсгөлтэй (устөрөгчийн атом), сөрөг цэнэгтэй төгсгөлтэй (хлорын атом).

1. Атомууд хосгүй электронуудыг нэгтгэн хамтран электрон хос үүсгэх үед солилцооны механизм ажилладаг.

1) H 2 - устөрөгч.

Бонд нь устөрөгчийн атомуудын s-электронууд (давхардсан s-орбиталууд) нийтлэг электрон хос үүсгэсний улмаас үүсдэг.

2) HCl - устөрөгчийн хлорид.

Бонд нь s- ба p-электронуудын нийтлэг электрон хос (s-p орбиталууд давхцаж) үүссэний улмаас үүсдэг.

3) Cl 2: Хлорын молекулд хосгүй р-электронууд (р-р орбиталууд давхцаж байгаа) улмаас ковалент холбоо үүсдэг.

4) N ​​2: Азотын молекулд атомуудын хооронд гурван нийтлэг электрон хос үүсдэг.

Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизм

Донорэлектрон хостой хүлээн авагч- энэ хосыг эзэлж чадах чөлөөт тойрог зам. Аммонийн ион дахь устөрөгчийн атомтай бүх дөрвөн холбоо нь ковалент шинж чанартай байдаг: гурав нь солилцооны механизмын дагуу азотын атом ба устөрөгчийн атомууд нийтлэг электрон хос үүсгэсний улмаас үүссэн бөгөөд нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар дамждаг. Ковалент холбоог электрон орбиталуудын давхцал, түүнчлэн холбогдсон атомуудын аль нэг рүү шилжсэн байдлаар нь ангилдаг. Бондын шугамын дагуу электрон орбиталууд давхцсаны үр дүнд үүссэн химийн холбоог гэнэ σ - холболтууд(сигма бонд). Сигма холбоо нь маш хүчтэй байдаг.

p орбиталууд нь хоёр мужид давхцаж, хажуугийн давхцалаар ковалент холбоо үүсгэдэг.

Бондын шугамаас гадуур, өөрөөр хэлбэл хоёр бүсэд электрон орбиталуудын "хажуугийн" давхцлын үр дүнд үүссэн химийн холбоог пи бонд гэж нэрлэдэг.

Нийтлэг электрон хосыг тэдгээрийн холбосон атомуудын аль нэгэнд шилжүүлэх зэргээс хамааран ковалент холбоо нь туйл ба туйлшгүй байж болно. Ижил цахилгаан сөрөг хүчинтэй атомуудын хооронд үүссэн ковалент химийн холбоог туйлшралгүй гэж нэрлэдэг. Атомууд ижил электрон сөрөг шинж чанартай байдаг тул электрон хосууд нь аль ч атом руу шилждэггүй - бусад атомуудаас валентийн электронуудыг татах шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл,

өөрөөр хэлбэл, энгийн металл бус бодисын молекулууд нь ковалент туйлтгүй холбоогоор үүсдэг. Электрон сөрөг чанар нь ялгаатай элементүүдийн атомуудын хоорондох ковалент химийн холбоог туйл гэж нэрлэдэг.

Жишээлбэл, NH 3 нь аммиак юм. Азот нь устөрөгчөөс илүү электрон сөрөг элемент тул хуваалцсан электрон хосууд нь түүний атом руу шилждэг.

Ковалентын бондын шинж чанар: бондын урт ба энерги

Ковалентын бондын онцлог шинж чанар нь түүний урт ба энерги юм. Бондын урт нь атомын цөм хоорондын зай юм. Химийн холбоо нь богино байх тусам илүү бат бөх байдаг. Гэсэн хэдий ч бондын бат бөх байдлын хэмжүүр нь бондын энерги бөгөөд энэ нь холбоог таслахад шаардагдах энергийн хэмжээгээр тодорхойлогддог. Энэ нь ихэвчлэн кЖ/моль-ээр хэмжигддэг. Ийнхүү туршилтын өгөгдлөөр H 2, Cl 2 ба N 2 молекулуудын бондын урт нь тус тус 0.074, 0.198 ба 0.109 нм, бондын энерги нь тус тус 436, 242, 946 кЖ/моль байна.

Ионууд. Ионы холбоо

Атом октетийн дүрэмд захирагдах хоёр үндсэн боломж бий. Эдгээрийн эхнийх нь ионы холбоо үүсэх явдал юм. (Хоёр дахь нь ковалент холбоо үүсэх явдал юм бид ярилцанадоор). Ионы холбоо үүсэхэд металлын атом электроноо алдаж, металл бус атом электрон авдаг.

I бүлгийн металлын атом ба VII бүлгийн металл бус атом гэсэн хоёр атом "уулзсан" гэж төсөөлөөд үз дээ. Металлын атом нь гаднах энергийн түвшинд нэг электронтой байдаг бол металл бус атом нь гаднах түвшиндээ бүрэн дүүрэн байхын тулд ердөө нэг электрон дутагдалтай байдаг. Эхний атом нь хоёр дахь атом нь цөмөөс хол, түүнтэй сул холбоотой электроноо амархан өгөх бөгөөд хоёр дахь нь түүнийг гаднах электрон түвшинд чөлөөтэй байраар хангах болно. Дараа нь нэг сөрөг цэнэггүй болсон атом эерэг цэнэгтэй бөөмс болж, хоёр дахь нь үүссэн электроны улмаас сөрөг цэнэгтэй бөөм болж хувирна. Ийм бөөмсийг ион гэж нэрлэдэг.

Энэ нь ионуудын хооронд үүсдэг химийн холбоо юм. Атом, молекулын тоог харуулсан тоог коэффициент, молекул дахь атом, ионы тоог харуулсан тоог индекс гэнэ.

Металл холболт

Металл нь бусад бодисын шинж чанараас ялгаатай өвөрмөц шинж чанартай байдаг. Эдгээр шинж чанарууд нь харьцангуй юм өндөр температурхайлах, гэрлийг тусгах чадвар, өндөр дулаан, цахилгаан дамжуулалт. Эдгээр шинж чанарууд нь метал дахь тусгай төрлийн холбоо - металлын холбоо байдагтай холбоотой юм.

Металл холбоо нь болор даяар чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын таталцлын улмаас үүсдэг металл талст дахь эерэг ионуудын хоорондын холбоо юм. Ихэнх металлын атомууд нь гадаад түвшинцөөн тооны электрон агуулдаг - 1, 2, 3. Эдгээр электронууд амархан сална, атомууд эерэг ион болж хувирдаг. Салсан электронууд нь нэг ионоос нөгөө ион руу шилжиж, тэдгээрийг бүхэлд нь холбодог. Ионуудтай холбогдож эдгээр электронууд түр зуур атом үүсгэж, дараа нь дахин задарч өөр ионтой нийлдэг гэх мэт. Үйл явц эцэс төгсгөлгүй явагддаг бөгөөд үүнийг схемийн дагуу дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Үүний үр дүнд металлын эзэлхүүн дэх атомууд тасралтгүй ион болж хувирдаг ба эсрэгээр. Хуваалцсан электронуудаар дамжин ионуудын хоорондох металлын холбоог металл гэж нэрлэдэг. Металлын холбоо нь гадаад электронуудыг хуваалцахад суурилдаг тул ковалент бондтой зарим ижил төстэй байдаг. Гэсэн хэдий ч ковалент холбоонд зөвхөн хоёр хөрш атомын гаднах хосгүй электронууд хуваагддаг бол металлын холбоонд бүх атомууд эдгээр электронуудыг хуваалцахад оролцдог. Тийм ч учраас ковалентын холбоо бүхий талстууд хэврэг байдаг боловч металлын холболттой бол дүрмээр бол уян хатан, цахилгаан дамжуулагч, металл гялбаатай байдаг.

Металл холбоо нь цэвэр металл болон янз бүрийн металлын хольцын аль алинд нь онцлог шинж чанартай байдаг - хатуу ба шингэн төлөвт хайлш. Гэсэн хэдий ч уурын төлөвт металлын атомууд хоорондоо ковалент холбоогоор холбогддог (жишээлбэл, натрийн уур нь гудамжны гэрэлтүүлгийн шар гэрлийг дүүргэдэг. том хотууд). Металл хосууд нь бие даасан молекулуудаас (монатом ба хоёр атом) бүрдэнэ.

Металлын холбоо нь ковалент холбооноос бат бөх чанараараа ялгаатай: түүний энерги нь ковалент бондын энергиээс 3-4 дахин бага байдаг.

Бондын энерги нь нэг моль бодисыг бүрдүүлдэг бүх молекулын химийн холбоог таслахад шаардагдах энерги юм. Ковалентын энерги ба ионы холбооихэвчлэн том хэмжээтэй бөгөөд 100-800 кЖ/моль гэсэн утгатай байдаг.

Устөрөгчийн холбоо

хоорондын химийн холбоо нэг молекулын эерэг туйлшралтай устөрөгчийн атомууд(эсвэл түүний хэсэг) ба өндөр электрон сөрөг элементүүдийн сөрөг туйлшралтай атомуудЭлектрон хос хосолсон (F, O, N ба S ба Cl бага) өөр нэг молекулыг (эсвэл тэдгээрийн хэсэг) устөрөгч гэж нэрлэдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх механизм нь зарим талаараа электростатик, хэсэгчлэн d хүндэтгэн хүлээн авагч дүр.

Молекул хоорондын устөрөгчийн холболтын жишээ:

Ийм холболт байгаа тохиолдолд бага молекултай бодисууд нь хэвийн нөхцөлд шингэн (архи, ус) эсвэл амархан шингэрүүлсэн хий (аммиак, устөрөгчийн фтор) байж болно. Биополимеруудад - уураг (хоёрдогч бүтэц) - карбонилийн хүчилтөрөгч ба амин бүлгийн устөрөгчийн хооронд молекулын устөрөгчийн холбоо байдаг.

Полинуклеотидын молекулууд - ДНХ (дезоксирибонуклеины хүчил) нь хоёр нуклеотидын гинж нь бие биентэйгээ устөрөгчийн холбоогоор холбогддог давхар спираль юм. Энэ тохиолдолд нөхөх зарчим үйлчилдэг, өөрөөр хэлбэл эдгээр холбоо нь пурин ба пиримидины суурийн хооронд үүсдэг: тимин (T) нь аденины нуклеотидын (A), цитозин (C) нь эсрэг талд байрладаг. гуанин (G).

-тэй бодисууд устөрөгчийн холбоомолекулын болор тортой байна.