Ինչ տեսակի կապ կա մոլեկուլում: Քիմիական կապի բնութագրերը. Մոլեկուլային և ոչ մոլեկուլային կառուցվածքի նյութեր. Բյուրեղյա ցանցի տեսակը. Նյութերի հատկությունների կախվածությունը դրանց կազմից և կառուցվածքից

Կապի ամենակարևոր բնութագրիչները ներառում են՝ երկարություն, բևեռականություն, դիպոլային պահ, հագեցվածություն, ուղղորդվածություն, ամրություն և կապերի բազմապատկություն:

Հաղորդակցության երկարությունըմոլեկուլում ատոմների միջուկների հեռավորությունն է։ Կապի երկարությունը որոշվում է միջուկների չափով և էլեկտրոնային ամպերի համընկնման աստիճանով։

ՀՖ-ում կապի երկարությունը 0,92∙10 -10 է, HCl-ում՝ 1,28∙10 -10 մ, որքան ուժեղ է քիմիական կապը, այնքան կարճ է դրա երկարությունը:

Կապի անկյուն (վալենտական ​​անկյուն)կոչվում է քիմիապես կապված ատոմների միջուկներով անցնող երևակայական գծերի միջև անկյուն։ ∟HOH=104 0.5; ∟H 2 S \u003d 92,2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0.0.

Քիմիական կապի ամենակարևոր հատկանիշն է էներգիա, սահմանելով այն ուժ.

Քանակականորեն կապի ուժը բնութագրվում է այն խզելու վրա ծախսվող էներգիայով և չափվում է կՋ-ով 1 մոլ նյութի դիմաց։

Հետևաբար, կապի ուժը քանակապես բնութագրում է սուբլիմացիայի էներգիան E subl. նյութերը և մոլեկուլի տարանջատման էներգիան ատոմների E diss. . Սուբլիմացիայի էներգիան հասկացվում է որպես նյութի պինդ վիճակից գազային վիճակի անցնելու համար ծախսվող էներգիա։ Դիատոմային մոլեկուլների համար կապի էներգիան հավասար է մոլեկուլի երկու ատոմների տարանջատման էներգիային։

Օրինակ, E diss. (և հետևաբար E St.) H 2 մոլեկուլում 435 կՋ / մոլ է: F 2 \u003d 159 կՋ / մոլեկուլում, N 2 \u003d 940 կՋ / մոլ մոլեկուլում:

AB տիպի ոչ թե երկատոմ, այլ բազմատոմ մոլեկուլների համար n-ը կապող միջին էներգիան է

շնորհիվ AB n \u003d A + nB:

Օրինակ՝ գործընթացում կլանված էներգիան

հավասար է 924 կՋ/մոլի։

Կապի էներգիա

E OH = = = = 462 կՋ/մոլ:

Մոլեկուլների կառուցվածքի և նյութի կառուցվածքի մասին եզրակացությունը կատարվում է տարբեր մեթոդներով ստացված արդյունքների համաձայն։ Այս դեպքում ստացված տեղեկատվությունը օգտագործվում է ոչ միայն կապերի երկարությունների և էներգիաների, կապի անկյունների, այլ նաև նյութի այլ հատկությունների մասին, ինչպիսիք են, օրինակ, մագնիսական, օպտիկական, էլեկտրական, ջերմային և այլն:

Նյութի կառուցվածքի վերաբերյալ փորձարարորեն ստացված տվյալների հավաքածուն լրացնում և ընդհանրացնում է քվանտաքիմիական հաշվարկման մեթոդների արդյունքները, որոնք օգտագործում են քիմիական կապի քվանտ-մեխանիկական տեսության հայեցակարգը: Ենթադրվում է, որ քիմիական կապը հիմնականում իրականացվում է վալենտային էլեկտրոնների միջոցով։ s-ի և p-տարրերի համար վալենտային էլեկտրոնները արտաքին շերտի ուղեծրերն են, իսկ d-տարրերի համար՝ արտաքին շերտի s-ուղեծրի էլեկտրոնները և մինչարտաքին շերտի d-ուղեծրերը։

Քիմիական կապի բնույթը.

Քիմիական կապ է գոյանում միայն այն դեպքում, երբ ատոմները միմյանց մոտենալու դեպքում համակարգի ընդհանուր էներգիան (E kin. + E pot.) նվազում է։

Դիտարկենք քիմիական կապի բնույթը՝ օգտագործելով մոլեկուլային ջրածնի իոնի H 2 + օրինակը: (Ստացվում է H 2 ջրածնի մոլեկուլները էլեկտրոններով ճառագայթելով, գազի արտանետման մեջ): Նման պարզ մոլեկուլային համակարգի համար Շրյոդինգերի հավասարումը առավել ճշգրիտ է լուծվում։

Ջրածնի իոնում H 2 + մեկ էլեկտրոն շարժվում է երկու միջուկների՝ պրոտոնների դաշտում։ Միջուկների միջև հեռավորությունը 0,106 նմ է, կապի էներգիան (տարանջատումը H ատոմների և H + իոնի)՝ 255,7 կՋ/մոլ։ Այսինքն՝ մասնիկը ուժեղ է։

H 2 + մոլեկուլային իոնում գործում են երկու տեսակի էլեկտրաստատիկ ուժեր՝ էլեկտրոնի ձգման ուժերը երկու միջուկներին և վանող ուժերը միջուկների միջև: վանող ուժը դրսևորվում է դրական լիցքավորված H A + և H A + միջուկների միջև, որոնք կարող են ներկայացվել հետևյալ կերպ. 3. վանող ուժը ձգտում է բաժանել միջուկները միմյանցից։

Բրինձ. 3. Երկու միջուկների միջև վանման (a) և ձգողականության (b) ուժը, որն առաջանում է, երբ նրանք մոտենում են միմյանց ատոմների չափի կարգի հեռավորությունների վրա։

Գրավիչ ուժերը գործում են բացասական լիցքավորված էլեկտրոնի e-ի և դրական լիցքավորված միջուկների միջև՝ H + և H +: Մոլեկուլ է ձևավորվում, եթե ձգողականության և վանման ուժերի արդյունքը զրո է, այսինքն՝ միջուկների փոխադարձ վանումը պետք է փոխհատուցվի էլեկտրոնի՝ դեպի միջուկներ ձգողությամբ։ Նման փոխհատուցումը կախված է էլեկտրոնի e - միջուկների նկատմամբ գտնվելու վայրից (նկ. 3 բ և գ): Այստեղ նկատի ունենք ոչ թե էլեկտրոնի դիրքը տարածության մեջ (որը հնարավոր չէ որոշել), այլ տարածության մեջ էլեկտրոն գտնելու հավանականությունը։ Էլեկտրոնի խտության տեղը տարածության մեջ՝ համապատասխան Նկ. 3.բ) նպաստում է միջուկների մերձեցմանը, իսկ համապատասխան նկ. 3.գ) - միջուկների վանում, քանի որ այս դեպքում ձգողական ուժերն ուղղված են մեկ ուղղությամբ և միջուկների վանումը չի փոխհատուցվում։ Այսպիսով, գոյություն ունի կապող շրջան, երբ էլեկտրոնային խտությունը բաշխվում է միջուկների միջև, և թուլացող կամ հակակապող շրջան, երբ էլեկտրոնային խտությունը բաշխվում է միջուկների հետևում:

Եթե ​​էլեկտրոնը մտնում է կապի շրջան, ապա առաջանում է քիմիական կապ: Եթե ​​էլեկտրոնը մտնում է թուլացման շրջան, ապա քիմիական կապ չի առաջանում։

Կախված կապող տարածքում էլեկտրոնային խտության բաշխման բնույթից՝ առանձնանում են քիմիական կապի երեք հիմնական տեսակ՝ կովալենտ, իոնային և մետաղական։ Այս կապերն իրենց մաքուր ձևով չեն լինում, և սովորաբար այս տեսակի կապերի համակցությունը առկա է միացություններում:

Հղումների տեսակները.

Քիմիայում առանձնանում են կապերի հետևյալ տեսակները՝ կովալենտային, իոնային, մետաղական, ջրածնային կապեր, վան դեր Վալսյան կապեր, դոնոր-ընդունող կապեր և դատիվ կապեր։

կովալենտային կապ

Երբ ձևավորվում է կովալենտային կապ, ատոմները միմյանց հետ կիսում են էլեկտրոնները: Կովալենտային կապի օրինակ է քիմիական կապը Cl 2 մոլեկուլում: Լյուիսը (1916) առաջին անգամ առաջարկեց, որ նման կապում քլորի երկու ատոմներից յուրաքանչյուրը կիսում է իր արտաքին էլեկտրոններից մեկը մյուս քլորի ատոմի հետ: Համընկնող ատոմային ուղեծրերի համար երկու ատոմները պետք է հնարավորինս մոտենան միմյանց: Էլեկտրոնների ընդհանուր զույգը կազմում է կովալենտային կապ: Այս էլեկտրոնները զբաղեցնում են նույն ուղեծրը, և նրանց սպիններն ուղղված են հակառակ ուղղություններով։

Այսպիսով, կովալենտային կապն իրականացվում է տարբեր ատոմներից էլեկտրոնների սոցիալականացման միջոցով՝ հակառակ սպինների հետ էլեկտրոնների զուգակցման արդյունքում։

Կովալենտային կապը լայնորեն օգտագործվող կապի տեսակ է։ Կովալենտային կապը կարող է առաջանալ ոչ միայն մոլեկուլների, այլև բյուրեղների մեջ։ Այն տեղի է ունենում միանման ատոմների միջև (H 2, Cl 2, ադամանդի մոլեկուլներում) և տարբեր ատոմների միջև (H 2 O, NH 3 ...)

Կովալենտային կապի առաջացման մեխանիզմը

Դիտարկենք մեխանիզմը՝ օգտագործելով H 2 մոլեկուլի ձևավորման օրինակը:

H + H \u003d H 2, ∆H \u003d -436 կՋ / մոլ

Ազատ ջրածնի ատոմի միջուկը շրջապատված է գնդաձեւ սիմետրիկ էլեկտրոնային ամպով, որը ձևավորվում է 1s էլեկտրոնի կողմից։ Երբ ատոմները մոտենում են միմյանց մինչև որոշակի հեռավորության վրա, դրանց էլեկտրոնային ամպերը (օրբիտալները) մասամբ համընկնում են (նկ. 4):

Բրինձ. 4. Ջրածնի մոլեկուլում կապի առաջացման մեխանիզմը.

Եթե ​​մինչև դիպչելը մոտեցող ջրածնի ատոմների միջուկների միջև հեռավորությունը 0,106 նմ է, ապա էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից հետո այդ հեռավորությունը կազմում է 0,074 նմ։

Արդյունքում միջուկների կենտրոնների միջև առաջանում է մոլեկուլային երկէլեկտրոնային ամպ, որն ունի առավելագույն էլեկտրոնային խտություն միջուկների միջև ընկած տարածության մեջ։ Միջուկների միջև բացասական լիցքի խտության ավելացումը նպաստում է միջուկների միջև ներգրավման ուժերի ուժեղ աճին, ինչը հանգեցնում է էներգիայի արտազատմանը: Որքան ուժեղ է քիմիական կապը, այնքան մեծ է էլեկտրոնային ուղեծրերի համընկնումը: Երկու ջրածնի ատոմների միջև քիմիական կապի առաջացման արդյունքում նրանցից յուրաքանչյուրը հասնում է ազնիվ գազի ատոմի՝ հելիումի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայի։

Գոյություն ունեն երկու մեթոդ, որոնք բացատրում են քվանտային մեխանիկական տեսանկյունից էլեկտրոնային ամպերի համընկնող շրջանի և համապատասխանաբար կովալենտային կապի ձևավորումը։ Դրանցից մեկը կոչվում է BC (վալենտային կապեր) մեթոդ, մյուսը՝ MO (մոլեկուլային օրբիտալներ)։

Վալենտային կապերի մեթոդում դիտարկվում է ընտրված զույգ ատոմների ատոմային ուղեծրերի համընկնումը։ MO մեթոդով մոլեկուլը դիտարկվում է որպես ամբողջություն և էլեկտրոնային խտության բաշխումը (մեկ էլեկտրոնից) տարածվում է ամբողջ մոլեկուլի վրա։ H 2-ում MO 2H-ի դիրքից միացված են միջուկների ձգման շնորհիվ այս միջուկների միջև գտնվող էլեկտրոնային ամպին:

Կովալենտային կապի պատկերում

Հղումները պատկերված են տարբեր ձևերով.

մեկը): Էլեկտրոնների օգտագործումը որպես կետեր

Այս դեպքում ջրածնի մոլեկուլի առաջացումը ցույց է տրված դիագրամով

H∙ + H∙ → H: H

2). Օգտագործելով քառակուսի բջիջներ (օրբիտալներ), ինչպես, օրինակ, մեկ մոլեկուլային քվանտային բջիջում հակադիր սպիններով երկու էլեկտրոններ տեղադրելը

Այս սխեման ցույց է տալիս, որ մոլեկուլային էներգիայի մակարդակը ցածր է սկզբնական ատոմային մակարդակներից, ինչը նշանակում է, որ նյութի մոլեկուլային վիճակն ավելի կայուն է, քան ատոմային վիճակը։

3). Կովալենտային կապը ներկայացված է բարով

Օրինակ, N - N. այս հատկանիշը խորհրդանշում է զույգ էլեկտրոններ:

Եթե ​​ատոմների միջև առաջացել է մեկ կովալենտ կապ (մեկ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ), ապա այն կոչվում է միայնակ, եթե ավելի շատ, ապա բազմապատիկ կրկնակի(երկու ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ), եռակի(երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ): Մեկ կապը ներկայացված է մեկ տողով, կրկնակի կապը՝ երկու, իսկ եռակի կապը՝ երեքով։

Ատոմների միջև գծիկը ցույց է տալիս, որ դրանք ունեն ընդհանրացված զույգ էլեկտրոններ:

Կովալենտային կապերի դասակարգում

Կախված համընկնող էլեկտրոնային ամպերի ուղղությունից՝ առանձնանում են σ-, π-, δ կապերը։ σ-կապն առաջանում է, երբ էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են փոխազդող ատոմների միջուկները միացնող առանցքի երկայնքով։

σ-կապերի օրինակներ.

Բրինձ. 5. s-, p-, d- էլեկտրոնների միջեւ σ կապի առաջացում:

Ջրածնի մոլեկուլում նկատվում է σ-կապերի առաջացման օրինակ, երբ s-s ամպերը համընկնում են:

Π-կապն իրականացվում է, երբ էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են առանցքի երկու կողմերում՝ միացնելով ատոմների միջուկները։

Բրինձ. 6. p-, d- էլեկտրոնների միջեւ π կապի առաջացում:

δ-կապն առաջանում է, երբ զուգահեռ հարթություններում տեղակայված երկու d-էլեկտրոնային ամպեր համընկնում են: δ կապը պակաս ամուր է, քան π կապը, իսկ π կապը ավելի քիչ ուժեղ է, քան σ կապը:

Կովալենտային կապի հատկությունները

ա). Բևեռականություն.

Գոյություն ունեն կովալենտային կապերի երկու տեսակ՝ ոչ բևեռային և բևեռային։

Ոչ բևեռային կովալենտային կապի դեպքում էլեկտրոնների ընդհանուր զույգից առաջացած էլեկտրոնային ամպը տարածության մեջ սիմետրիկորեն բաշխվում է ատոմների միջուկների նկատմամբ։ Օրինակ՝ երկատոմային մոլեկուլները, որոնք բաղկացած են մեկ տարրի ատոմներից՝ H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 : Նրանց էլեկտրոնային զույգը հավասարապես պատկանում է երկու ատոմներին։

Բևեռային կապի դեպքում կապը ձևավորող էլեկտրոնային ամպը տեղափոխվում է ավելի բարձր հարաբերական էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմի ուղղությամբ։

Օրինակներ են մոլեկուլները՝ HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 և այլն: Դիտարկենք HCl մոլեկուլի ձևավորումը, որը կարելի է ներկայացնել հետևյալ սխեմայով.

Էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է քլորի ատոմ, քանի որ քլորի ատոմի հարաբերական էլեկտրաբացասականությունը (2.83) ավելի մեծ է, քան ջրածնի ատոմինը (2.1):

բ). Հագեցվածություն.

Ատոմների ունակությունը՝ մասնակցելու սահմանափակ թվով կովալենտային կապերի ձևավորմանը, կոչվում է կովալենտային կապի հագեցվածություն։ Կովալենտային կապերի հագեցվածությունը պայմանավորված է նրանով, որ քիմիական փոխազդեցությանը մասնակցում են միայն արտաքին էներգիայի մակարդակների էլեկտրոնները, այսինքն՝ սահմանափակ թվով էլեկտրոններ։

մեջ) . Կողմնորոշումև կովալենտային կապի հիբրիդացում։

Կովալենտային կապը բնութագրվում է տարածության մեջ կողմնորոշմամբ: Դա բացատրվում է նրանով, որ էլեկտրոնային ամպերն ունեն որոշակի ձև և դրանց առավելագույն համընկնումը հնարավոր է որոշակի տարածական կողմնորոշմամբ։

Կովալենտային կապի ուղղությունը որոշում է մոլեկուլների երկրաչափական կառուցվածքը։

Օրինակ, ջրի համար այն ունի եռանկյունաձև ձև:

Բրինձ. 7. Ջրի մոլեկուլի տարածական կառուցվածքը.

Փորձնականորեն հաստատվել է, որ H 2 O ջրի մոլեկուլում ջրածնի և թթվածնի միջուկների միջև հեռավորությունը 0,096 նմ է (96 pm): Միջուկներով անցնող գծերի անկյունը 104,5 0 է։ Այսպիսով, ջրի մոլեկուլն ունի անկյունային ձև և նրա կառուցվածքը կարող է արտահայտվել ներկայացված պատկերի տեսքով։

Հիբրիդացում

Ինչպես ցույց են տալիս փորձարարական և տեսական ուսումնասիրությունները (Slater, Pauling), որոշ միացությունների ձևավորման ժամանակ, ինչպիսիք են BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2, ատոմի վալենտային էլեկտրոնների վիճակը մոլեկուլում նկարագրվում է ոչ մաքուր s-ով, p-, d-ալիքային ֆունկցիաներ, սակայն դրանց գծային համակցություններով: Նման խառը կառուցվածքները կոչվում են հիբրիդային օրբիտալներ, իսկ խառնման գործընթացը կոչվում է հիբրիդացում։

Ինչպես ցույց են տալիս քվանտաքիմիական հաշվարկները, ատոմի s- և p-օրբիտալների խառնումը բարենպաստ գործընթաց է մոլեկուլի ձևավորման համար։ Այս դեպքում ավելի շատ էներգիա է ազատվում, քան մաքուր s- և p-օրբիտալներով կապերի ձևավորման ժամանակ: Հետևաբար, ատոմի էլեկտրոնային ուղեծրերի հիբրիդացումը հանգեցնում է համակարգի էներգիայի մեծ նվազման և, համապատասխանաբար, մոլեկուլի կայունության բարձրացման։ Հիբրիդացված ուղեծրը միջուկի մի կողմում ավելի երկարացված է, քան մյուս կողմում: Հետևաբար, հիբրիդային ամպի համընկնող հատվածում էլեկտրոնային խտությունն ավելի մեծ կլինի, քան s- և p- ուղեծրերի համընկնվող հատվածում առանձին-առանձին, ինչի արդյունքում հիբրիդային ուղեծրի էլեկտրոնների կողմից ձևավորված կապը կլինի. բնութագրվում է ավելի մեծ ուժով.

Կան հիբրիդային վիճակների մի քանի տեսակներ. Երբ s- և p-օրբիտալները հիբրիդացվում են (կոչվում է sp հիբրիդացում), առաջանում են երկու հիբրիդային ուղեծրեր, որոնք գտնվում են միմյանց նկատմամբ 180 0 անկյան տակ: Այս դեպքում ձևավորվում է գծային կառուցվածք: Այս կոնֆիգուրացիան (կառուցվածքը) հայտնի է հողալկալիական մետաղների հալոգենիդների մեծ մասի համար (օրինակ՝ BeX 2 որտեղ X=Cl, F, Br), այսինքն. միացման անկյունը 180 0 С.

Բրինձ. 8. sp հիբրիդացում

Հիբրիդացման մեկ այլ տեսակ, որը կոչվում է sp 2 հիբրիդացում (առաջանում է մեկ s և երկու p օրբիտալներից), հանգեցնում է երեք հիբրիդային օրբիտալների առաջացմանը, որոնք գտնվում են միմյանց նկատմամբ 120 0 անկյան տակ։ Այս դեպքում տարածության մեջ ձևավորվում է մոլեկուլի (կամ կանոնավոր եռանկյունու) եռանկյուն կառուցվածք։ Նման կառուցվածքները հայտնի են BX 3 միացություններով (X=Cl, F, Br):

Բրինձ. 9. sp 2 հիբրիդացում.

Ոչ պակաս տարածված է sp 3 հիբրիդացումը, որը ձևավորվում է մեկ s և երեք p օրբիտալներից։ Այս դեպքում ձևավորվում են չորս հիբրիդային ուղեծրեր, որոնք տարածության մեջ սիմետրիկորեն կողմնորոշված ​​են քառանիստի չորս գագաթներին, այսինքն՝ գտնվում են 109 0 28 անկյան տակ: Այս տարածական դիրքը կոչվում է քառանիստ: Նման կառուցվածքը հայտնի է նրանով. NH 3, H 2 O մոլեկուլները և ընդհանրապես II շրջանի տարրերի համար: Սխեմատիկորեն դրա տեսքը տարածության մեջ կարելի է ցույց տալ հետևյալ նկարում.

Բրինձ. 10. Ամոնիակի մոլեկուլում կապերի տարածական դասավորությունը,

նախագծված ինքնաթիռի վրա:

sp 3 հիբրիդացման պատճառով քառաեզրային կապերի ձևավորումը կարող է ներկայացվել հետևյալ կերպ (նկ. 11).

Բրինձ. 11. Սպ 3 հիբրիդացման ժամանակ քառաեզրային կապերի առաջացում.

sp 3 հիբրիդացման ժամանակ քառաեզրային կապերի առաջացումը ցույց է տրված նկ. 12.

Նկ.12. sp 3-ի ընթացքում քառաեդրային կապերի ձևավորում - CCl 4 մոլեկուլների մեջ հիբրիդացում

Հիբրիդացումը վերաբերում է ոչ միայն s- և p-orbitals-ին: III և դրան հաջորդող ժամանակաշրջանների ստերեոքիմիական տարրերը բացատրելու համար անհրաժեշտ է դառնում միաժամանակ կառուցել հիբրիդային ուղեծրեր՝ ներառելով s-, p-, d-օրբիտալները:

Կովալենտային կապ ունեցող նյութերը ներառում են.

1. օրգանական միացություններ;

2. պինդ և հեղուկ նյութեր, որոնցում կապեր են առաջանում հալոգենի զույգ ատոմների, ինչպես նաև ջրածնի, ազոտի և թթվածնի զույգ ատոմների միջև, օրինակ՝ H 2.

3. VI խմբի տարրեր (օրինակ՝ թելուրի պարուրաձև շղթաներ), V խմբի տարրեր (օրինակ՝ մկնդեղ), IV խմբի տարրեր (ադամանդ, սիլիցիում, գերմանիում);

4. 8-N կանոնին ենթարկվող միացություններ (ինչպիսիք են InSb, CdS, GaAs, CdTe), երբ դրանք կազմող տարրերը գտնվում են Մենդելեեւի պարբերական համակարգում II-VI, III-V խմբերում։

Կովալենտային կապով պինդ մարմիններում միևնույն նյութի համար կարող են ձևավորվել տարբեր բյուրեղային կառուցվածքներ, որոնց կապման էներգիան գործնականում նույնն է։ Օրինակ, ZnS կառուցվածքը կարող է լինել խորանարդ (ցինկ խառնուրդ) կամ վեցանկյուն (վուրցիտ): Ցինկի բլենդում և վուրցիտում մոտակա հարևանների դասավորությունը նույնն է, և այս երկու կառուցվածքների էներգիաների միակ և չնչին տարբերությունը որոշվում է մոտակա ատոմների դասավորությամբ: Որոշ նյութերի այս ունակությունը կոչվում է ալոտրոպիա կամ պոլիմորֆիզմ։ Ալոտրոպիայի մեկ այլ օրինակ է սիլիցիումի կարբիդը, որն ունի տարբեր կառուցվածքների մի շարք պոլիտիտներ՝ զուտ խորանարդից մինչև վեցանկյուն։ ZnS-ի, SiC-ի այս բազմաթիվ բյուրեղային փոփոխությունները գոյություն ունեն սենյակային ջերմաստիճանում:

Իոնային կապ

Իոնային կապը հակառակ լիցքերով (այսինքն + և −) իոնների միջև ներգրավման էլեկտրաստատիկ ուժն է։

Իոնային կապի գաղափարը ձևավորվել է Վ. Կոսելի գաղափարների հիման վրա։ Նա առաջարկել է (1916), երբ երկու ատոմները փոխազդում են, նրանցից մեկը հանձնվում է, իսկ մյուսը ընդունում է էլեկտրոնները։ Այսպիսով, իոնային կապը ձևավորվում է մեկ կամ մի քանի էլեկտրոնների մեկ ատոմից մյուսը փոխանցելու արդյունքում: Օրինակ՝ նատրիումի քլորիդում իոնային կապ է առաջանում նատրիումի ատոմից քլորի ատոմ էլեկտրոնի տեղափոխման արդյունքում։ Այս փոխանցման արդյունքում առաջանում է նատրիումի իոն՝ +1 լիցքով և քլորի իոն՝ -1 լիցքով։ Նրանք միմյանց ձգում են էլեկտրաստատիկ ուժերով՝ կազմելով կայուն մոլեկուլ։ Կոսելի առաջարկած էլեկտրոնային փոխանցման մոդելը հնարավորություն է տալիս բացատրել այնպիսի միացությունների առաջացումը, ինչպիսիք են լիթիումի ֆտորիդը, կալցիումի օքսիդը և լիթիումի օքսիդը։

Առավել բնորոշ իոնային միացությունները բաղկացած են պարբերական համակարգի I և II խմբերին պատկանող մետաղական կատիոններից և VI և VII խմբերին պատկանող ոչ մետաղական տարրերի անիոններից։

Իոնային միացության առաջացման հեշտությունը կախված է նրա բաղկացուցիչ կատիոնների և անիոնների առաջացման հեշտությունից։ Ձևավորման հեշտությունն ավելի մեծ է, որքան ցածր է իոնացման էներգիան այն ատոմը, որը նվիրաբերում է էլեկտրոններ (էլեկտրոնների դոնոր), իսկ ատոմը, որն ընդունում է էլեկտրոններ (էլեկտրոն ընդունող), ավելի մեծ կապ ունի էլեկտրոնի նկատմամբ։ էլեկտրոնների մերձեցումէլեկտրոն ընդունելու ատոմի ունակության չափանիշն է։ Քանակականորեն այն սահմանվում է որպես էներգիայի փոփոխություն, որը տեղի է ունենում, երբ մեկ մոլ լիցքավորված անիոններ առաջանում են մեկ մոլ ատոմներից: Սա այսպես կոչված «առաջին էլեկտրոնների մերձեցման» հասկացությունն է։ Երկրորդ էլեկտրոնի հարաբերակցությունը էներգիայի փոփոխությունն է, որը տեղի է ունենում, երբ մեկ մոլ լիցքավորված անիոններից ձևավորվում է մեկ մոլ կրկնակի լիցքավորված անիոններ: Այս հասկացությունները, այսինքն՝ իոնացման էներգիան և էլեկտրոնների մերձեցումը, վերաբերում են գազային նյութերին և գազային վիճակում գտնվող ատոմների և իոնների բնութագրիչներն են։ Բայց պետք է նկատի ունենալ, որ իոնային միացությունների մեծ մասն առավել կայուն է պինդ վիճակում։ Այս հանգամանքը բացատրվում է բյուրեղյա ցանցի առկայությամբ իրենց պինդ վիճակում։ Հարց է առաջանում. Ինչո՞ւ, ի վերջո, իոնային միացություններն ավելի կայուն են բյուրեղային ցանցերի տեսքով, այլ ոչ գազային վիճակում։ Այս հարցի պատասխանը բյուրեղային ցանցի էներգիայի հաշվարկն է՝ հիմնված էլեկտրաստատիկ մոդելի վրա։ Բացի սրանից, այս հաշվարկը նաև իոնային կապի տեսության փորձություն է։

Բյուրեղային ցանցի էներգիան հաշվարկելու համար անհրաժեշտ է որոշել այն աշխատանքը, որը պետք է ծախսվի գազային իոնների առաջացմամբ բյուրեղյա ցանցի ոչնչացման վրա։ Հաշվարկի համար օգտագործվում է ձգողականության և վանման ուժերի հասկացությունը։ Միայնակ լիցքավորված իոնների փոխազդեցության պոտենցիալ էներգիայի արտահայտությունը ստացվում է ներգրավման էներգիան և վանման էներգիան գումարելով

E \u003d E inc + E դուրս (1):

Որպես E prit, հակադիր նշանների իոնների Կուլոնյան ներգրավման էներգիան վերցվում է, օրինակ՝ Na + և Cl - NaCl միացության համար։

E int \u003d -e 2 / 4pe 0 r (2),

քանի որ էլեկտրոնային լիցքի բաշխումը լցված էլեկտրոնային թաղանթում գնդաձեւ սիմետրիկ է։ Շնորհիվ այն վանման, որը տեղի է ունենում Պաուլիի սկզբունքի շնորհիվ, երբ անիոնի և կատիոնի լցված թաղանթները համընկնում են, հեռավորությունը, որին իոնները կարող են մոտենալ, սահմանափակ է: վանող էներգիան արագ փոխվում է միջմիջուկային հեռավորության հետ և կարող է գրվել հետևյալ երկու մոտավոր արտահայտություններով.

E otm \u003d A / r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

որտեղ A-ն և B-ն հաստատուններ են, r-ը իոնների միջև հեռավորությունն է, ρ-ն պարամետր է (բնորոշ երկարություն):

Պետք է նշել, որ այս արտահայտություններից և ոչ մեկը չի համապատասխանում բարդ քվանտային մեխանիկական գործընթացին, որը հանգեցնում է վանման։

Չնայած այս բանաձևերի մոտավորությանը, դրանք թույլ են տալիս ճշգրիտ հաշվարկել և, համապատասխանաբար, նկարագրել քիմիական կապը այնպիսի իոնային միացությունների մոլեկուլներում, ինչպիսիք են NaCl, KCl, CaO:

Քանի որ իոնի էլեկտրական դաշտն ունի գնդաձև համաչափություն (նկ. 13), իոնային կապը, ի տարբերություն կովալենտային կապի, չունի ուղղորդվածություն։ Հակառակ լիցքավորված երկու իոնների փոխազդեցությունը փոխհատուցվում է վանող ուժերով միայն իոնների միջուկների կենտրոնները միացնող ուղղությամբ, մյուս ուղղություններում իոնների էլեկտրական դաշտերը չեն փոխհատուցվում։ Հետեւաբար, նրանք կարողանում են փոխազդել այլ իոնների հետ։ Այսպիսով, իոնային կապը հագեցվածություն չունի:

Բրինձ. 13. Էլեկտրաստատիկ դաշտի գնդային համաչափություն

հակառակ լիցքավորված մեղադրանքներ.

Իոնային կապի ոչ ուղղորդվածության և չհագեցվածության պատճառով այն էներգետիկ առումով առավել ձեռնտու է, երբ յուրաքանչյուր իոն շրջապատված է հակառակ նշանի իոնների առավելագույն քանակով։ Դրա շնորհիվ իոնային միացության գոյության առավել նախընտրելի ձևը բյուրեղն է։ Օրինակ՝ NaCl բյուրեղներում յուրաքանչյուր կատիոն ունի վեց անիոն՝ որպես մոտակա հարևաններ:

Միայն գազային վիճակում գտնվող բարձր ջերմաստիճանի դեպքում իոնային միացություններ գոյություն ունեն չասոցացված մոլեկուլների տեսքով:

Իոնային միացություններում կոորդինացիոն թիվը կախված չէ ատոմների էլեկտրոնային կառուցվածքի առանձնահատկություններից, ինչպես կովալենտային միացություններում, այլ որոշվում է իոնների չափերի հարաբերակցությամբ։ Իոնային շառավիղների հարաբերակցությամբ 0,41 - 0,73 միջակայքում նկատվում է իոնների ութանիստ կոորդինացիա, 0,73-1,37 հարաբերակցությամբ՝ խորանարդ կոորդինացիա և այլն։

Այսպիսով, նորմալ պայմաններում իոնային միացությունները բյուրեղային նյութեր են։ Երկու իոնային մոլեկուլների, օրինակ՝ NaCL, CsCl հասկացությունը դրանց համար կիրառելի չէ։ Յուրաքանչյուր բյուրեղ կազմված է մեծ թվով իոններից։

Իոնային կապը կարող է ներկայացվել որպես սահմանափակող բևեռային կապ, որի համար ատոմի արդյունավետ լիցքը մոտ է միասնությանը։ Զուտ կովալենտային ոչ բևեռային կապի համար ատոմների արդյունավետ լիցքը զրո է։ Իրական նյութերում հազվադեպ են զուտ իոնային և զուտ կովալենտային կապերը։ Միացությունների մեծ մասը միջանկյալ բնույթ ունեն ոչ բևեռային կովալենտային և բևեռային իոնային կապի միջանկյալ բնույթ: Այսինքն՝ այս միացություններում կովալենտային կապն ունի մասամբ իոնային բնույթ։ Իրական նյութերում իոնային և կովալենտային կապերի բնույթը ներկայացված է Նկար 14-ում:

Բրինձ. 14. Կապի իոնային և կովալենտային բնույթը.

Կապի իոնային բնույթի համամասնությունը կոչվում է իոնականության աստիճան։ Այն բնութագրվում է մոլեկուլում ատոմների արդյունավետ լիցքերով։ Իոնականության աստիճանը մեծանում է նրա բաղկացուցիչ ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերության աճով։

մետաղական միացում

Մետաղների ատոմներում արտաքին վալենտային էլեկտրոնները շատ ավելի թույլ են պահվում, քան ոչ մետաղների ատոմներում։ Սա հանգեցնում է էլեկտրոնների առանձին ատոմների հետ բավական երկար ժամանակով կապի կորստի և դրանց սոցիալականացման: Ձևավորվում է արտաքին էլեկտրոնների սոցիալականացված համույթ։ Նման էլեկտրոնային համակարգի գոյությունը հանգեցնում է ուժերի առաջացմանը, որոնք դրական մետաղական իոնները պահում են մոտ վիճակում՝ չնայած դրանց նմանատիպ լիցքին։ Նման կապը կոչվում է մետաղական կապ: Նման կապը բնորոշ է միայն մետաղին և գոյություն ունի նյութի պինդ և հեղուկ վիճակում։ Մետաղական կապը քիմիական կապի տեսակ է: Այն հիմնված է արտաքին էլեկտրոնների սոցիալականացման վրա, որոնք կորցնում են իրենց կապը ատոմի հետ և այդ պատճառով կոչվում են ազատ էլեկտրոններ (նկ. 15)։

Բրինձ. 15. Մետաղական միացում.

Հետևյալ փաստերը հաստատում են մետաղական կապի առկայությունը. Բոլոր մետաղներն ունեն բարձր ջերմահաղորդականություն և բարձր էլեկտրական հաղորդունակություն, որն ապահովվում է ազատ էլեկտրոնների առկայությամբ։ Բացի այդ, նույն հանգամանքը որոշում է մետաղների լավ արտացոլումը լույսի ճառագայթման նկատմամբ, դրանց պայծառությունն ու անթափանցիկությունը, բարձր պլաստիկությունը և էլեկտրական դիմադրության դրական ջերմաստիճանի գործակիցը:

Մետաղների բյուրեղային ցանցի կայունությունը չի կարող բացատրվել այնպիսի տեսակի կապերով, ինչպիսիք են իոնային և կովալենտային: Իոնային կապը մետաղական ատոմների միջև, որոնք գտնվում են բյուրեղային ցանցի հանգույցներում, անհնար է, քանի որ դրանք ունեն նույն լիցքը: Մետաղների ատոմների միջև կովալենտային կապը նույնպես քիչ հավանական է, քանի որ յուրաքանչյուր ատոմ ունի 8-ից 12 մոտակա հարևան, և այդքան ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերով կովալենտային կապերի ձևավորումն անհայտ է:

Մետաղական կառուցվածքները բնութագրվում են նրանով, որ նրանք ունեն ատոմների բավականին հազվադեպ դասավորվածություն (միջմիջուկային հեռավորությունները մեծ են) և բյուրեղային ցանցի յուրաքանչյուր ատոմի համար մոտակա հարևանների մեծ քանակություն։ Աղյուսակ 1-ում թվարկված են երեք բնորոշ մետաղական կառուցվածքներ:

Աղյուսակ 1

Երեք ամենատարածված մետաղների կառուցվածքների բնութագրերը

Մենք տեսնում ենք, որ յուրաքանչյուր ատոմ մասնակցում է մեծ թվով կապերի առաջացմանը (օրինակ՝ 8 ատոմներով)։ Այդքան մեծ թվով կապեր (8 կամ 12 ատոմներով) չեն կարող միաժամանակ տեղայնացվել տարածության մեջ։ Հաղորդակցությունը պետք է իրականացվի յուրաքանչյուր ատոմի արտաքին էլեկտրոնների տատանողական շարժման ռեզոնանսի շնորհիվ, որի արդյունքում բյուրեղի բոլոր արտաքին էլեկտրոնների կոլեկտիվացումը տեղի է ունենում էլեկտրոնային գազի ձևավորմամբ: Շատ մետաղներում բավական է յուրաքանչյուր ատոմից վերցնել մեկ էլեկտրոն՝ մետաղական կապ ստեղծելու համար։ Սա հենց այն է, ինչ նկատվում է լիթիումի համար, որն ունի միայն մեկ էլեկտրոն արտաքին թաղանթում։ Լիթիումի բյուրեղը Li + իոնների (0,068 նմ շառավղով գնդիկներ) վանդակ է, որը շրջապատված է էլեկտրոնային գազով։

Բրինձ. 16. Տարբեր տեսակի բյուրեղային փաթեթավորում՝ ա-վեցանկյուն փակ փաթեթավորում; բ - դեմքի կենտրոնացված խորանարդ փաթեթավորում; B-cubic փաթեթավորում:

Նմանություններ կան մետաղական և կովալենտային կապերի միջև։ Այն կայանում է նրանում, որ կապի երկու տեսակներն էլ հիմնված են վալենտային էլեկտրոնների սոցիալականացման վրա։ Այնուամենայնիվ, կովալենտային կապը միացնում է միայն երկու հարևան ատոմներ, և ընդհանուր էլեկտրոնները գտնվում են միացված ատոմների մոտ: Մետաղական կապում մի քանի ատոմներ մասնակցում են վալենտային էլեկտրոնների սոցիալականացմանը։

Այսպիսով, մետաղական կապի գաղափարը անքակտելիորեն կապված է մետաղների գաղափարի հետ՝ որպես դրական լիցքավորված իոնային միջուկների մի շարք՝ մեծ բացերով, որոնք լցված են էլեկտրոնային գազով, մինչդեռ մակրոսկոպիկ մակարդակում համակարգը մնում է էլեկտրականորեն չեզոք:

Բացի վերը քննարկված քիմիական կապերի տեսակներից, կան նաև այլ տեսակի կապեր, որոնք միջմոլեկուլային են՝ ջրածնային կապ, վան դեր Վալսի փոխազդեցություն, դոնոր-ընդունող փոխազդեցություն։

Մոլեկուլների դոնոր-ընդունիչ փոխազդեցությունը

Մի ատոմի երկու էլեկտրոնային ամպի և մյուսի ազատ ուղեծրի պատճառով կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմը կոչվում է դոնոր-ընդունող։ Այն ատոմը կամ մասնիկը, որն ապահովում է երկու էլեկտրոնային ամպ հաղորդակցության համար, կոչվում է դոնոր: Ազատ ուղեծր ունեցող ատոմը կամ մասնիկը, որն ընդունում է այս էլեկտրոնային զույգը, կոչվում է ակցեպտոր։

Միջմոլեկուլային փոխազդեցության հիմնական տեսակները. ջրածնային կապ

Վալենտով հագեցած մոլեկուլների միջև, մասնիկների չափը գերազանցող հեռավորությունների վրա, կարող են հայտնվել միջմոլեկուլային ձգողության էլեկտրաստատիկ ուժեր։ Դրանք կոչվում են վան դեր Վալսի ուժեր: Վան դեր Վալսի փոխազդեցությունը միշտ գոյություն ունի սերտորեն բաժանված ատոմների միջև, բայց կարևոր դեր է խաղում միայն ավելի ամուր կապող մեխանիզմների բացակայության դեպքում: Այս թույլ փոխազդեցությունը 0,2 էՎ/ատոմ բնորոշ էներգիայի հետ տեղի է ունենում չեզոք ատոմների և մոլեկուլների միջև։ Փոխազդեցության անվանումը կապված է վան դեր Վալսի անվան հետ, քանի որ հենց նա առաջինն առաջարկեց, որ վիճակի հավասարումը, հաշվի առնելով գազի մոլեկուլների միջև թույլ փոխազդեցությունը, շատ ավելի լավ է նկարագրում իրական գազերի հատկությունները, քան հավասարումը. իդեալական գազի վիճակ. Սակայն այս գրավիչ ուժի բնույթը բացատրվեց միայն 1930 թվականին Լոնդոնի կողմից։ Ներկայումս Վան դեր Վալսի ատրակցիոնին վերագրվում են փոխազդեցությունների հետևյալ երեք տեսակները՝ կողմնորոշիչ, ինդուկցիոն, դիսպերսիա (Լոնդոնի էֆեկտ): Վան դեր Վալսի ներգրավման էներգիան որոշվում է կողմնորոշման, ինդուկցիայի և ցրման փոխազդեցությունների գումարով:

E int = E op + E ind + E disp (5):

Կողմնորոշման փոխազդեցությունը (կամ դիպոլ-դիպոլ փոխազդեցությունը) դրսևորվում է բևեռային մոլեկուլների միջև, որոնք մոտենալով շրջվում են (կողմնորոշվում) միմյանց հակառակ բևեռներով, որպեսզի մոլեկուլների համակարգի պոտենցիալ էներգիան դառնում է նվազագույն։ Կողմնորոշիչ փոխազդեցության էներգիան որքան կարևոր է, այնքան մեծ է μ մոլեկուլների դիպոլային պահը և այնքան փոքր է նրանց միջև հեռավորությունը l.

E op \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

որտեղ ε 0-ը էլեկտրական հաստատուն է:

Ինդուկտիվ փոխազդեցությունը կապված է շրջակա դիպոլների կողմից մոլեկուլների բևեռացման գործընթացների հետ։ Որքան ավելի նշանակալից է, այնքան բարձր է ոչ բևեռային մոլեկուլի α բևեռացումն ու բևեռային մոլեկուլի μ դիպոլային մոմենտը։

E ind \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7):

Ոչ բևեռային մոլեկուլի α բևեռացումը կոչվում է դեֆորմացիոն բևեռացում, քանի որ այն կապված է մասնիկի դեֆորմացիայի հետ, մինչդեռ μ-ն բնութագրում է էլեկտրոնային ամպի և միջուկների տեղաշարժը նախորդ դիրքերի համեմատ:

Դիսպերսիոն փոխազդեցություն (Լոնդոնի էֆեկտ) տեղի է ունենում ցանկացած մոլեկուլում՝ անկախ դրանց կառուցվածքից և բևեռականությունից։ Էլեկտրոնային ամպի և միջուկների լիցքերի ծանրության կենտրոնների ակնթարթային անհամապատասխանության պատճառով առաջանում է ակնթարթային դիպոլ, որը այլ մասնիկների մեջ առաջացնում է ակնթարթային դիպոլներ։ Ակնթարթային դիպոլների շարժումը դառնում է համակարգված։ Արդյունքում, հարեւան մասնիկները փոխադարձ ձգողություն են զգում: Դիսպերսիոն փոխազդեցության էներգիան կախված է E I իոնացման էներգիայից և α մոլեկուլների բևեռացումից

E disp \u003d - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8):

Ջրածնային կապն ունի միջանկյալ բնույթ վալենտային և միջմոլեկուլային փոխազդեցությունների միջև։ Ջրածնային կապի էներգիան ցածր է՝ 8-80 կՋ/մոլ, բայց այն ավելի բարձր է, քան վան դեր Վալսի փոխազդեցության էներգիան։ Ջրածնային կապը բնորոշ է այնպիսի հեղուկներին, ինչպիսիք են ջուրը, սպիրտները, թթուները և պայմանավորված է ջրածնի դրական բևեռացված ատոմով: Փոքր չափը և ներքին էլեկտրոնների բացակայությունը թույլ են տալիս ցանկացած միացության հեղուկում առկա ջրածնի ատոմին լրացուցիչ փոխազդեցության մեջ մտնել մեկ այլ կամ նույն մոլեկուլի բացասական բևեռացված ատոմի հետ, որը կովալենտորեն կապված չէ դրան:

A δ- - H δ+ .... A δ- - H δ+ .

Այսինքն՝ կա մոլեկուլների ասոցիացիա։ Մոլեկուլների միավորումը հանգեցնում է անկայունության նվազմանը, եռման կետի և գոլորշիացման ջերմության բարձրացմանը, հեղուկների մածուցիկության և դիէլեկտրական հաստատունի ավելացմանը։

Ջուրը հատկապես հարմար նյութ է ջրածնային կապի ձևավորման համար, քանի որ նրա մոլեկուլն ունի երկու ջրածնի ատոմ և երկու միայնակ զույգ թթվածնի ատոմում: Սա առաջացնում է մոլեկուլի բարձր դիպոլային մոմենտ (μ D = 1,86 D) և չորս ջրածնային կապեր ձևավորելու ունակություն՝ երկուսը որպես պրոտոն դոնոր և երկուսը որպես պրոտոն ընդունող։

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 անգամ:

Փորձերից հայտնի է, որ երրորդ և հաջորդ շրջանների տարրերի ջրածնային միացությունների շարքում մոլեկուլային քաշի փոփոխության դեպքում եռման կետը մեծանում է։ Եթե ​​այս օրինաչափությունը կիրառվում է ջրի վրա, ապա դրա եռման ջերմաստիճանը չպետք է լինի 100 0 C, այլ 280 0 C։ Այս հակասությունը հաստատում է ջրածնային կապի առկայությունը ջրում։

Փորձերը ցույց են տվել, որ մոլեկուլային ասոցիացիաները ձևավորվում են հեղուկ և հատկապես պինդ ջրերում։ Սառույցն ունի քառանիստ բյուրեղյա վանդակ: Տետրաեդրոնի կենտրոնում կա մեկ ջրի մոլեկուլի թթվածնի ատոմ, չորս գագաթներում՝ հարևան մոլեկուլների թթվածնի ատոմներ, որոնք միացված են ջրածնային կապերով իրենց մոտակա հարևանների հետ։ Հեղուկ ջրի մեջ ջրածնային կապերը մասամբ կոտրված են, նրա կառուցվածքում նկատվում է դինամիկ հավասարակշռություն մոլեկուլների և ազատ մոլեկուլների ասոցիացիաների միջև:

Վալենտային կապի մեթոդ

Վալենտային կապերի կամ տեղայնացված էլեկտրոնային զույգերի տեսությունը ենթադրում է, որ մոլեկուլում ատոմների յուրաքանչյուր զույգ պահվում է մեկ կամ մի քանի ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերով։ Վալենտային կապերի տեսության ներկայացման մեջ քիմիական կապը տեղայնացված է երկու ատոմների միջև, այսինքն՝ երկկենտրոն և երկէլեկտրոն է։

Վալենտային կապերի մեթոդը հիմնված է հետևյալ հիմնական դրույթների վրա.

Մոլեկուլում ատոմների յուրաքանչյուր զույգ պահվում է մեկ կամ մի քանի ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերով.

Մեկ կովալենտային կապը ձևավորվում է երկու էլեկտրոններով, որոնք ունեն հակազուգահեռ սպիններ, որոնք տեղակայված են կապող ատոմների վալենտային ուղեծրերում.

Երբ ձևավորվում է կապ, էլեկտրոնների ալիքային գործառույթները համընկնում են, ինչը հանգեցնում է ատոմների միջև էլեկտրոնային խտության ավելացման և համակարգի ընդհանուր էներգիայի նվազմանը.

Քիմիական կապի միասնական տեսություն չկա, քիմիական կապը պայմանականորեն բաժանվում է կովալենտի (կապերի ունիվերսալ տեսակ), իոնային (կովալենտային կապի հատուկ դեպք), մետաղական և ջրածնի։

կովալենտային կապ

Կովալենտային կապի ձևավորումը հնարավոր է երեք մեխանիզմներով՝ փոխանակում, դոնոր-ընդունող և դատիվ (Լյուիս):

Համաձայն փոխանակման մեխանիզմկովալենտային կապի ձևավորումը տեղի է ունենում ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի սոցիալականացման պատճառով: Այս դեպքում յուրաքանչյուր ատոմ ձգտում է ձեռք բերել իներտ գազի թաղանթ, այսինքն. ստացեք ավարտված արտաքին էներգիայի մակարդակը: Փոխանակման տիպի քիմիական կապի ձևավորումը պատկերված է Լյուիսի բանաձևերի միջոցով, որոնցում ատոմի յուրաքանչյուր վալենտային էլեկտրոն ներկայացված է կետերով (նկ. 1):

Բրինձ. 1 Փոխանակման մեխանիզմով HCl մոլեկուլում կովալենտային կապի առաջացում

Ատոմի կառուցվածքի տեսության և քվանտային մեխանիկայի զարգացմամբ կովալենտային կապի առաջացումը ներկայացվում է որպես էլեկտրոնային օրբիտալների համընկնումը (նկ. 2):

Բրինձ. 2. Էլեկտրոնային ամպերի համընկնման պատճառով կովալենտային կապի առաջացում

Որքան մեծ է ատոմային ուղեծրերի համընկնումը, այնքան ուժեղ է կապը, այնքան կարճ է կապի երկարությունը և այնքան մեծ է դրա էներգիան։ Կովալենտային կապը կարող է առաջանալ տարբեր ուղեծրերի համընկնումով։ Կողային բլթերով s-s, s-p ուղեծրերի, ինչպես նաև d-d, p-p, d-p ուղեծրերի համընկնման արդյունքում առաջանում է կապ։ 2 ատոմների միջուկները միացնող գծին ուղղահայաց առաջանում է կապ։ Մեկ և մեկ կապերը կարող են ձևավորել բազմակի (կրկնակի) կովալենտ կապ, որը բնորոշ է ալկենների, ալկադիենների և այլն դասի օրգանական նյութերին: Մեկ և երկու կապերը կազմում են օրգանականին բնորոշ բազմակի (եռակի) կովալենտ կապ: ալկինների դասի նյութեր (ացետիլեններ)։

Կովալենտային կապի ձևավորում դոնոր-ընդունող մեխանիզմԴիտարկենք ամոնիումի կատիոնի օրինակը.

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Ազոտի ատոմն ունի էլեկտրոնների ազատ միայնակ զույգ (էլեկտրոններ, որոնք ներգրավված չեն մոլեկուլի ներսում քիմիական կապերի ձևավորման մեջ), իսկ ջրածնի կատիոնն ունի ազատ ուղեծր, ուստի դրանք համապատասխանաբար էլեկտրոնների դոնոր և ընդունող են:

Քլորի մոլեկուլի օրինակով դիտարկենք կովալենտային կապի ձևավորման դասական մեխանիզմը։

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

Քլորի ատոմն ունի և՛ էլեկտրոնների ազատ միայնակ զույգ, և՛ դատարկ ուղեծրեր, հետևաբար, այն կարող է դրսևորել ինչպես դոնորի, այնպես էլ ընդունողի հատկությունները: Հետևաբար, երբ ձևավորվում է քլորի մոլեկուլ, քլորի մի ատոմը հանդես է գալիս որպես դոնոր, իսկ մյուսը՝ որպես ընդունող։

Հիմնական կովալենտային կապի բնութագրերըեն՝ հագեցվածությունը (հագեցած կապերը ձևավորվում են, երբ ատոմն իրեն միացնում է այնքան էլեկտրոն, որքան թույլ են տալիս իր վալենտային հնարավորությունները, չհագեցած կապերը ձևավորվում են, երբ կցված էլեկտրոնների թիվը փոքր է ատոմի վալենտային հնարավորություններից). ուղղորդականություն (այս արժեքը կապված է մոլեկուլի երկրաչափության և «վալենտական ​​անկյուն» հասկացության հետ՝ կապերի միջև անկյուն):

Իոնային կապ

Մաքուր իոնային կապով միացություններ չկան, թեև դա հասկացվում է որպես ատոմների այնպիսի քիմիապես կապված վիճակ, որում ատոմի կայուն էլեկտրոնային միջավայր է ստեղծվում՝ ընդհանուր էլեկտրոնային խտության ամբողջական անցումով ավելի էլեկտրաբացասական տարրի ատոմին։ . Իոնային կապը հնարավոր է միայն էլեկտրաբացասական և էլեկտրադրական տարրերի ատոմների միջև, որոնք գտնվում են հակառակ լիցքավորված իոնների՝ կատիոնների և անիոնների վիճակում։

ՍԱՀՄԱՆՈՒՄ

Իոնկոչվում են էլեկտրական լիցքավորված մասնիկներ, որոնք առաջանում են ատոմին էլեկտրոն անջատելու կամ միացնելու արդյունքում։

Էլեկտրոն փոխանցելիս մետաղների և ոչ մետաղների ատոմները հակված են իրենց միջուկի շուրջ էլեկտրոնային թաղանթի կայուն կոնֆիգուրացիա ձևավորելու։ Ոչ մետաղական ատոմն իր միջուկի շուրջ ստեղծում է հաջորդ իներտ գազի թաղանթ, իսկ մետաղի ատոմը` նախորդ իներտ գազի պատյան (նկ. 3):

Բրինձ. 3. Իոնային կապի առաջացում՝ օգտագործելով նատրիումի քլորիդի մոլեկուլի օրինակը

Մոլեկուլները, որոնցում գոյություն ունի իոնային կապ իր մաքուր տեսքով, գտնվում են նյութի գոլորշի վիճակում: Իոնային կապը շատ ամուր է, դրա հետ կապված այս կապով նյութերն ունեն բարձր հալման ջերմաստիճան։ Ի տարբերություն կովալենտային կապերի, իոնային կապերը չեն բնութագրվում ուղղորդվածությամբ և հագեցվածությամբ, քանի որ իոնների կողմից ստեղծված էլեկտրական դաշտը հավասարապես գործում է բոլոր իոնների վրա գնդաձև համաչափության պատճառով:

մետաղական կապ

Մետաղական կապն իրականացվում է միայն մետաղների մեջ. սա փոխազդեցություն է, որը մետաղի ատոմները պահում է մեկ վանդակի մեջ: Կապի առաջացմանը մասնակցում են միայն մետաղի ատոմների վալենտային էլեկտրոնները, որոնք պատկանում են նրա ամբողջ ծավալին։ Մետաղներում էլեկտրոնները մշտապես անջատվում են ատոմներից, որոնք շարժվում են մետաղի զանգվածով։ Էլեկտրոններից զուրկ մետաղի ատոմները վերածվում են դրական լիցքավորված իոնների, որոնք հակված են դեպի իրենց տանել շարժվող էլեկտրոնները։ Այս շարունակական գործընթացը մետաղի ներսում ձևավորում է այսպես կոչված «էլեկտրոն գազ», որը ամուր կապում է մետաղի բոլոր ատոմները (նկ. 4):

Մետաղական կապը ամուր է, հետևաբար, մետաղներին բնորոշ է հալման բարձր կետը, իսկ «էլեկտրոն գազի» առկայությունը մետաղներին տալիս է ճկունություն և ճկունություն։

ջրածնային կապ

Ջրածնային կապը հատուկ միջմոլեկուլային փոխազդեցություն է, քանի որ դրա առաջացումը և ուժը կախված են նյութի քիմիական բնույթից: Այն ձևավորվում է մոլեկուլների միջև, որոնցում ջրածնի ատոմը կապված է բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմի հետ (O, N, S): Ջրածնային կապի առաջացումը կախված է երկու պատճառով, նախ՝ ջրածնի ատոմը, որը կապված է էլեկտրաբացասական ատոմի հետ, չունի էլեկտրոններ և հեշտությամբ կարող է ներթափանցվել այլ ատոմների էլեկտրոնային ամպերի մեջ, և երկրորդ՝ ունենալով վալենտային s-օրբիտալ՝ ջրածինը։ ատոմը կարողանում է ընդունել էլեկտրաբացասական ատոմի միայնակ զույգ էլեկտրոնները և կապ ստեղծել դրա հետ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով։

Բոլոր ներկայումս հայտնի քիմիական տարրերը, որոնք գտնվում են պարբերական աղյուսակում, պայմանականորեն բաժանված են երկու մեծ խմբի՝ մետաղներ և ոչ մետաղներ։ Որպեսզի դրանք դառնան ոչ միայն տարրեր, այլ միացություններ, քիմիական նյութեր, կարողանան փոխազդել միմյանց հետ, պետք է գոյություն ունենան պարզ և բարդ նյութերի տեսքով։

Հենց դրա համար են որոշ էլեկտրոններ փորձում ընդունել, իսկ մյուսները՝ տալ։ Այս կերպ միմյանց համալրելով՝ տարրերը կազմում են տարբեր քիմիական մոլեկուլներ։ Բայց ի՞նչն է նրանց պահում միասին: Ինչու՞ կան այնպիսի ուժի նյութեր, որոնք նույնիսկ ամենալուրջ գործիքները չեն կարող ոչնչացնել: Իսկ մյուսները, ընդհակառակը, ոչնչացվում են ամենաչնչին հարվածից։ Այս ամենը բացատրվում է մոլեկուլներում ատոմների միջև տարբեր տեսակի քիմիական կապերի ձևավորմամբ, որոշակի կառուցվածքի բյուրեղային ցանցի ձևավորմամբ։

Քիմիական կապերի տեսակները միացություններում

Ընդհանուր առմամբ կարելի է առանձնացնել քիմիական կապերի 4 հիմնական տեսակ.

1. Կովալենտ ոչ բևեռ. Այն առաջանում է երկու միանման ոչ մետաղների միջև՝ էլեկտրոնների սոցիալականացման, ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի ձևավորման շնորհիվ։ Դրա առաջացմանը մասնակցում են վալենտական ​​չզույգված մասնիկներ։ Օրինակներ՝ հալոգեններ, թթվածին, ջրածին, ազոտ, ծծումբ, ֆոսֆոր:
2. կովալենտ բևեռ. Այն առաջանում է երկու տարբեր ոչ մետաղների կամ հատկություններով շատ թույլ մետաղի և էլեկտրաբացասականությամբ թույլ ոչ մետաղի միջև։ Այն հիմնված է նաև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի և այդ ատոմի կողմից դեպի իրեն ձգելու վրա, որի էլեկտրոնային կապն ավելի բարձր է։ Օրինակներ՝ NH 3, SiC, P 2 O 5 և այլն:
3. Ջրածնային կապ. Ամենաանկայունն ու թույլը, այն ձևավորվում է մի մոլեկուլի խիստ էլեկտրաբացասական ատոմի և մյուսի դրականի միջև: Ամենից հաճախ դա տեղի է ունենում, երբ նյութերը լուծվում են ջրի մեջ (ալկոհոլ, ամոնիակ և այլն): Այս կապի շնորհիվ կարող են գոյություն ունենալ սպիտակուցների, նուկլեինաթթուների, բարդ ածխաջրերի մակրոմոլեկուլներ և այլն։
4. Իոնային կապ. Այն առաջանում է մետաղների և ոչ մետաղների տարբեր լիցքավորված իոնների էլեկտրաստատիկ ձգողականության ուժերի շնորհիվ։ Որքան ուժեղ է այս ցուցանիշի տարբերությունը, այնքան ավելի ընդգծված է փոխազդեցության իոնային բնույթը։ Միացությունների օրինակներ՝ երկուական աղեր, բարդ միացություններ՝ հիմքեր, աղեր։
5. Մետաղական կապ, որի առաջացման մեխանիզմը, ինչպես նաև հատկությունները կքննարկվեն հետագա: Այն ձևավորվում է մետաղների, դրանց համաձուլվածքների տարբեր տեսակների մեջ։

Գոյություն ունի քիմիական կապի միասնություն: Այն պարզապես ասում է, որ անհնար է ամեն մի քիմիական կապ դիտարկել որպես հղում։ Դրանք բոլորն ընդամենը անվանական միավորներ են։ Ի վերջո, բոլոր փոխազդեցությունները հիմնված են մեկ սկզբունքի վրա՝ էլեկտրոնների ստատիկ փոխազդեցություն: Հետևաբար, իոնային, մետաղական, կովալենտային և ջրածնային կապերն ունեն մեկ քիմիական բնույթ և միմյանց միայն սահմանային դեպքեր են։

Մետաղները և դրանց ֆիզիկական հատկությունները

Բոլոր քիմիական տարրերի մեջ մետաղները գերակշիռ մեծամասնություն են կազմում։ Դա պայմանավորված է նրանց հատուկ հատկություններով: Դրանց զգալի մասը մարդը ստացել է լաբորատոր միջուկային ռեակցիաներով, դրանք ռադիոակտիվ են՝ կարճ կիսամյակով։

Այնուամենայնիվ, մեծամասնությունը բնական տարրեր են, որոնք կազմում են ամբողջական ապարներ և հանքաքարեր և հանդիսանում են ամենակարևոր միացությունների մի մասը: Հենց նրանցից մարդիկ սովորեցին ձուլել համաձուլվածքներ և պատրաստել շատ գեղեցիկ և կարևոր ապրանքներ: Դրանք են՝ պղինձը, երկաթը, ալյումինը, արծաթը, ոսկին, քրոմը, մանգանը, նիկելը, ցինկը, կապարը և շատ ուրիշներ:

Բոլոր մետաղների համար կարելի է առանձնացնել ընդհանուր ֆիզիկական հատկությունները, որոնք բացատրվում են մետաղական կապի ձևավորման սխեմայով։ Որոնք են այս հատկությունները:

1. ճկունություն և պլաստիկություն: Հայտնի է, որ շատ մետաղներ կարելի է գլորել նույնիսկ մինչև փայլաթիթեղի վիճակ (ոսկի, ալյումին)։ Մյուսներից ստացվում են մետաղալարեր, մետաղական ճկուն թիթեղներ, արտադրանքներ, որոնք կարող են դեֆորմացվել ֆիզիկական ազդեցության տակ, բայց դրա ավարտից հետո անմիջապես վերականգնում են իրենց ձևը։ Մետաղների հենց այս որակներն են կոչվում ճկունություն և ճկունություն։ Այս հատկանիշի պատճառը կապի մետաղական տեսակն է։ Իոնները և էլեկտրոնները բյուրեղի մեջ սահում են միմյանց համեմատ առանց կոտրվելու, ինչը հնարավորություն է տալիս պահպանել ամբողջ կառուցվածքի ամբողջականությունը:
2. Մետաղական փայլ. Այն նաև բացատրում է մետաղական կապը, ձևավորման մեխանիզմը, դրա բնութագրերն ու առանձնահատկությունները։ Այսպիսով, ոչ բոլոր մասնիկներն են կարողանում կլանել կամ արտացոլել նույն ալիքի երկարության լույսի ալիքները: Մետաղների մեծ մասի ատոմներն արտացոլում են կարճ ալիքի ճառագայթները և ձեռք են բերում գրեթե նույն գույնը՝ արծաթագույն, սպիտակ, գունատ կապտավուն: Բացառություն են կազմում պղինձը և ոսկեգույնը, դրանց գույնը համապատասխանաբար կարմրավուն կարմիր և դեղին է: Նրանք կարողանում են արտացոլել ավելի երկար ալիքի ճառագայթումը:
3. Ջերմային և էլեկտրական հաղորդունակություն: Այս հատկությունները բացատրվում են նաև բյուրեղային ցանցի կառուցվածքով և այն փաստով, որ դրա ձևավորման մեջ իրացվում է կապի մետաղական տեսակ։ Բյուրեղի ներսում շարժվող «էլեկտրոնային գազի» շնորհիվ էլեկտրական հոսանքը և ջերմությունը ակնթարթորեն և հավասարաչափ բաշխվում են բոլոր ատոմների և իոնների միջև և անցկացվում մետաղի միջով:
4. Սովորական պայմաններում ագրեգացման պինդ վիճակ: Այստեղ միակ բացառությունը սնդիկն է: Բոլոր մյուս մետաղները պարտադիր ամուր, պինդ միացություններ են, ինչպես նաև դրանց համաձուլվածքներ։ Դա նաև մետաղների մեջ մետաղական կապի առկայության արդյունք է։ Այս տեսակի մասնիկների կապի ձևավորման մեխանիզմը լիովին հաստատում է հատկությունները:

Սրանք մետաղների հիմնական ֆիզիկական բնութագրերն են, որոնք բացատրվում և որոշվում են մետաղական կապի ձևավորման սխեմայով։ Ատոմների միացման այս մեթոդը տեղին է հատկապես մետաղների տարրերի, դրանց համաձուլվածքների համար: Այսինքն՝ նրանց համար պինդ և հեղուկ վիճակում։

Մետաղական տեսակի քիմիական կապ

Ո՞րն է դրա առանձնահատկությունը։ Բանն այն է, որ նման կապն առաջանում է ոչ տարբեր լիցքավորված իոնների և դրանց էլեկտրաստատիկ ձգողության, և ոչ էլ էլեկտրաբացասականության տարբերության և ազատ էլեկտրոնային զույգերի առկայության պատճառով։ Այսինքն՝ իոնային, մետաղական, կովալենտային կապերն ունեն մի փոքր այլ բնույթ և կապվող մասնիկների տարբերակիչ առանձնահատկություններ։

Բոլոր մետաղներն ունեն հետևյալ բնութագրերը.

• մեկ փոքր թվով էլեկտրոններ (բացառությամբ որոշ բացառությունների, որոնք կարող են ունենալ 6.7 և 8);
• մեծ ատոմային շառավիղ;
• ցածր իոնացման էներգիա:

Այս ամենը նպաստում է միջուկից արտաքին չզույգված էլեկտրոնների հեշտ տարանջատմանը։ Այս դեպքում ատոմն ունի շատ ազատ ուղեծրեր։ Մետաղական կապի ձևավորման սխեման պարզապես ցույց կտա տարբեր ատոմների բազմաթիվ ուղեծրային բջիջների համընկնումը միմյանց հետ, որոնք արդյունքում կազմում են ընդհանուր ներբյուրեղային տարածություն: Յուրաքանչյուր ատոմից դրա մեջ սնվում են էլեկտրոններ, որոնք սկսում են ազատ թափառել ցանցի տարբեր մասերում։ Պարբերաբար դրանցից յուրաքանչյուրը բյուրեղային տեղամասում կպչում է իոնին և այն վերածում ատոմի, այնուհետև նորից անջատվում՝ առաջացնելով իոն։

Այսպիսով, մետաղական կապը կապ է ատոմների, իոնների և ազատ էլեկտրոնների միջև ընդհանուր մետաղական բյուրեղի մեջ: Էլեկտրոնային ամպը, որն ազատորեն շարժվում է կառուցվածքի ներսում, կոչվում է «էլեկտրոնային գազ»: Այն բացատրում է մետաղների և դրանց համաձուլվածքների մեծ մասը:

Ինչպե՞ս է իրականանում մետաղական քիմիական կապը: Տարբեր օրինակներ կարելի է բերել։ Փորձենք հաշվի առնել լիթիումի մի կտոր: Եթե ​​նույնիսկ սիսեռի չափ վերցնեք, հազարավոր ատոմներ կլինեն։ Եկեք պատկերացնենք, որ այս հազարավոր ատոմներից յուրաքանչյուրն իր մեկ վալենտային էլեկտրոնը նվիրաբերում է ընդհանուր բյուրեղային տարածությանը: Միևնույն ժամանակ, իմանալով տվյալ տարրի էլեկտրոնային կառուցվածքը, կարելի է տեսնել դատարկ ուղեծրերի քանակը։ Լիթիումը կունենա դրանցից 3-ը (երկրորդ էներգետիկ մակարդակի p-օրբիտալներ): Տասնյակ հազարից յուրաքանչյուր ատոմի համար երեքը՝ սա բյուրեղի ներսում ընդհանուր տարածությունն է, որտեղ «էլեկտրոն գազը» ազատորեն շարժվում է։

Մետաղական կապով նյութը միշտ ամուր է: Ի վերջո, էլեկտրոնային գազը թույլ չի տալիս, որ բյուրեղը փլուզվի, այլ միայն տեղափոխում է շերտերը և անմիջապես վերականգնում: Փայլում է, ունի որոշակի խտություն (առավել հաճախ՝ բարձր), ձուլվողություն, ճկունություն և պլաստիկություն։

Էլ որտեղ է իրականացվում մետաղական կապը: Նյութերի օրինակներ.

• մետաղներ պարզ կառուցվածքների տեսքով;
• բոլոր մետաղական համաձուլվածքները միմյանց հետ;
• բոլոր մետաղները և դրանց համաձուլվածքները հեղուկ և պինդ վիճակում.

Կան ուղղակի անհավանական թվով կոնկրետ օրինակներ, քանի որ պարբերական համակարգում կա ավելի քան 80 մետաղ:

Մետաղական կապ. ձևավորման մեխանիզմ

Եթե ​​դիտարկենք այն ընդհանուր գծերով, ապա վերը նշված հիմնական կետերն արդեն ուրվագծել ենք: Ցածր իոնացման էներգիայի պատճառով ազատ և միջուկից հեշտությամբ անջատվող էլեկտրոնների առկայությունը այս տեսակի կապի ձևավորման հիմնական պայմաններն են։ Այսպիսով, պարզվում է, որ այն իրականացվում է հետևյալ մասնիկների միջև.

• ատոմներ բյուրեղային ցանցի հանգույցներում;
• ազատ էլեկտրոններ, որոնք վալենտ էին մետաղում;
• իոններ բյուրեղային ցանցի տեղերում:

Վերջնական արդյունքը մետաղական կապն է: Առաջացման մեխանիզմը ընդհանուր տերմիններով արտահայտվում է հետևյալ նշումով՝ Me 0 - e - ↔ Me n+։ Դիագրամից ակնհայտ է, թե որ մասնիկներն են առկա մետաղի բյուրեղում։

Բյուրեղներն իրենք կարող են ունենալ այլ ձև: Դա կախված է կոնկրետ նյութից, որի հետ գործ ունենք։

Մետաղական բյուրեղների տեսակները

Մետաղի կամ դրա համաձուլվածքի այս կառուցվածքը բնութագրվում է մասնիկների շատ խիտ փաթեթավորմամբ: Այն ապահովվում է բյուրեղի հանգույցներում գտնվող իոններով։ Ինքնին վանդակաճաղերը տարածության մեջ կարող են լինել տարբեր երկրաչափական ձևերի:

1. Ծավալակենտրոն խորանարդ վանդակ՝ ալկալիական մետաղներ։
2. Վեցանկյուն կոմպակտ կառուցվածք - բոլոր ալկալային հողերը, բացի բարիումից:
3. Դեմակենտրոն խորանարդ - ալյումին, պղինձ, ցինկ, շատ անցումային մետաղներ:
4. Rhombohedral կառուցվածքը - սնդիկի մեջ:
5. Քառանկյուն - ինդիում:

Որքան ցածր է այն գտնվում պարբերական համակարգում, այնքան ավելի բարդ է նրա փաթեթավորումը և բյուրեղի տարածական կազմակերպումը: Այս դեպքում բյուրեղի կառուցման հարցում որոշիչ է մետաղական քիմիական կապը, որի օրինակները կարելի է բերել գոյություն ունեցող յուրաքանչյուր մետաղի համար։ Համաձուլվածքները տարածության մեջ ունեն շատ բազմազան կազմակերպվածություն, որոնցից մի քանիսը դեռ լիովին չեն հասկացվել:

Հաղորդակցման բնութագրերը՝ ոչ ուղղորդված

Կովալենտային և մետաղական կապերն ունեն մեկ շատ ընդգծված տարբերակիչ հատկություն. Ի տարբերություն առաջինի, մետաղական կապը ուղղորդված չէ: Ինչ է դա նշանակում? Այսինքն, բյուրեղի ներսում գտնվող էլեկտրոնային ամպը լիովին ազատորեն շարժվում է իր սահմաններում տարբեր ուղղություններով, էլեկտրոններից յուրաքանչյուրը ունակ է կառուցվածքի հանգույցներում միացնել բացարձակապես ցանկացած իոն: Այսինքն՝ փոխազդեցությունն իրականացվում է տարբեր ուղղություններով։ Ուստի ասում են, որ մետաղական կապը ոչ ուղղորդված է։

Կովալենտային կապի մեխանիզմը ներառում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի, այսինքն՝ համընկնող ատոմների ամպերի ձևավորում։ Ավելին, դա տեղի է ունենում խստորեն իրենց կենտրոնները միացնող որոշակի գծի երկայնքով: Ուստի խոսում են նման կապի ուղղության մասին։

Հագեցվածություն

Այս հատկանիշը արտացոլում է ատոմների կարողությունը՝ սահմանափակ կամ անսահմանափակ փոխազդեցություն ունենալ ուրիշների հետ: Այսպիսով, այս ցուցանիշի կովալենտային և մետաղական կապերը կրկին հակադիր են:

Առաջինը հագեցած է։ Դրա առաջացմանը մասնակցող ատոմներն ունեն վալենտային արտաքին էլեկտրոնների խիստ սահմանված քանակ, որոնք անմիջականորեն մասնակցում են միացության առաջացմանը։ Ավելի քան կա, այն էլեկտրոններ չի ունենա։ Ուստի ձևավորված պարտատոմսերի թիվը սահմանափակվում է վալենտությամբ։ Այստեղից էլ կապի հագեցվածությունը: Այս հատկանիշի շնորհիվ միացությունների մեծ մասն ունեն մշտական ​​քիմիական բաղադրություն։

Մետաղական և ջրածնային կապերը, ընդհակառակը, չհագեցված են։ Դա պայմանավորված է բյուրեղի ներսում բազմաթիվ ազատ էլեկտրոնների և ուղեծրերի առկայությամբ: Իոնները դեր են խաղում նաև բյուրեղային ցանցի հանգույցներում, որոնցից յուրաքանչյուրը ցանկացած պահի կարող է դառնալ ատոմ և կրկին իոն։

Մետաղական կապի մեկ այլ հատկանիշը ներքին էլեկտրոնային ամպի տեղակայումն է: Այն արտահայտվում է փոքր թվով սովորական էլեկտրոնների՝ մետաղների բազմաթիվ ատոմային միջուկներ իրար միացնելու ունակությամբ։ Այսինքն, խտությունը կարծես թե տեղայնացված է, հավասարապես բաշխված բյուրեղի բոլոր օղակների միջև:

Մետաղներում կապի ձևավորման օրինակներ

Եկեք նայենք մի քանի կոնկրետ տարբերակների, որոնք ցույց են տալիս, թե ինչպես է ձևավորվում մետաղական կապը: Նյութերի օրինակները հետևյալն են.

• ցինկ;
• ալյումինե;
• կալիում;
• քրոմ.

Ցինկի ատոմների միջև մետաղական կապի ձևավորում՝ Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+։ Ցինկի ատոմն ունի էներգիայի չորս մակարդակ. Ազատ ուղեծրեր, ելնելով էլեկտրոնային կառուցվածքից, ունի 15 - 3 p- ուղեծրերում, 5-ը 4d-ում և 7-ը 4f-ում: Էլեկտրոնային կառուցվածքը հետևյալն է՝ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, ատոմում կա 30 էլեկտրոն։ Այսինքն՝ երկու ազատ վալենտային բացասական մասնիկներ ունակ են շարժվել 15 ընդարձակ և չզբաղված ուղեծրերում։ Եվ այդպես է յուրաքանչյուր ատոմի դեպքում: Արդյունքում՝ հսկայական ընդհանուր տարածություն, որը բաղկացած է դատարկ ուղեծրերից և փոքր թվով էլեկտրոններից, որոնք կապում են ամբողջ կառուցվածքը։

Մետաղական կապ ալյումինի ատոմների միջև՝ AL 0 - e - ↔ AL 3+: Ալյումինի ատոմի տասներեք էլեկտրոնները գտնվում են էներգիայի երեք մակարդակներում, որոնք ակնհայտորեն գերազանցում են: Էլեկտրոնային կառուցվածք՝ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0: Ազատ ուղեծրեր՝ 7 հատ։ Ակնհայտ է, որ էլեկտրոնային ամպը փոքր կլինի բյուրեղի ընդհանուր ներքին ազատ տարածության համեմատ:

Քրոմի մետաղական կապ: Այս տարրն առանձնահատուկ է իր էլեկտրոնային կառուցվածքով։ Իրոք, համակարգը կայունացնելու համար էլեկտրոնը 4s-ից ընկնում է 3d ուղեծրի՝ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0: Ընդհանուր առմամբ կա 24 էլեկտրոն, որից վեցը վալենտային են։ Հենց նրանք են գնում ընդհանուր էլեկտրոնային տարածություն՝ քիմիական կապ ստեղծելու համար։ Կան 15 ազատ ուղեծրեր, որոնք դեռ շատ ավելին են, քան պահանջվում է լրացնել: Հետևաբար, քրոմը նաև մոլեկուլում համապատասխան կապ ունեցող մետաղի բնորոշ օրինակ է։

Ամենաակտիվ մետաղներից մեկը, որն արձագանքում է նույնիսկ սովորական ջրին բոցավառմամբ, կալիումն է: Ինչո՞վ է բացատրվում այս հատկությունները: Կրկին, շատ առումներով `մետաղական տեսակի միացում: Այս տարրն ունի ընդամենը 19 էլեկտրոն, բայց դրանք արդեն տեղակայված են էներգիայի 4 մակարդակներում։ Այսինքն՝ տարբեր ենթամակարդակների 30 ուղեծրերի վրա։ Էլեկտրոնային կառուցվածք՝ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0: Ընդամենը երկուսը շատ ցածր իոնացման էներգիայով: Ազատորեն դուրս եկեք և մտեք ընդհանուր էլեկտրոնային տարածք: Մեկ ատոմ տեղափոխելու համար կա 22 ուղեծր, այսինքն՝ շատ մեծ ազատ տարածություն «էլեկտրոն գազի» համար։

Նմանություններ և տարբերություններ այլ տեսակի հարաբերությունների հետ

Ընդհանուր առմամբ, այս հարցն արդեն քննարկվել է վերևում: Մեզ մնում է միայն ընդհանրացնել ու եզրակացություն անել. Մետաղական բյուրեղների հիմնական տարբերակիչ հատկանիշները հաղորդակցության բոլոր այլ տեսակներից են.

• միացման գործընթացում ներգրավված մի քանի տեսակի մասնիկներ (ատոմներ, իոններ կամ ատոմ-իոններ, էլեկտրոններ);
• բյուրեղների տարբեր տարածական երկրաչափական կառուցվածք:

Ջրածնային և իոնային կապերով մետաղական կապը չհագեցված է և ուղղորդված չէ: Կովալենտ բևեռով - ուժեղ էլեկտրաստատիկ ձգում մասնիկների միջև: Իոնականից առանձին - բյուրեղային ցանցի (իոնների) հանգույցներում մասնիկների տեսակը: Կովալենտային ոչ բևեռային - ատոմներով բյուրեղի հանգույցներում:

Պարտատոմսերի տեսակները ագրեգացման տարբեր վիճակի մետաղներում

Ինչպես վերը նշեցինք, մետաղական քիմիական կապը, որի օրինակները բերված են հոդվածում, ձևավորվում է մետաղների և դրանց համաձուլվածքների ագրեգացման երկու վիճակում՝ պինդ և հեղուկ։

Հարց է առաջանում՝ ի՞նչ տեսակի կապ կա մետաղական գոլորշիների մեջ։ Պատասխան՝ կովալենտ բևեռային և ոչ բևեռային: Ինչպես բոլոր միացություններում, որոնք ունեն գազի ձև: Այսինքն՝ մետաղի երկարատև տաքացման և պինդ վիճակից հեղուկ տեղափոխելու դեպքում կապերը չեն կոտրվում և պահպանվում է բյուրեղային կառուցվածքը։ Այնուամենայնիվ, երբ խոսքը գնում է հեղուկը գոլորշի վիճակի տեղափոխելու մասին, բյուրեղը ոչնչացվում է, և մետաղական կապը վերածվում է կովալենտի:

քիմիական կապ

Բնության մեջ չկան առանձին ատոմներ: Դրանք բոլորը գտնվում են պարզ և բարդ միացությունների բաղադրության մեջ, որտեղ դրանց միացումը մոլեկուլների մեջ ապահովվում է միմյանց հետ քիմիական կապերի ձևավորմամբ։

Ատոմների միջև քիմիական կապերի ձևավորումը բնական, ինքնաբուխ գործընթաց է, քանի որ այս դեպքում մոլեկուլային համակարգի էներգիան նվազում է, այսինքն. մոլեկուլային համակարգի էներգիան պակաս է մեկուսացված ատոմների ընդհանուր էներգիայից։ Սա քիմիական կապի ձևավորման շարժիչ ուժն է:

Քիմիական կապերի բնույթը էլեկտրաստատիկ է, քանի որ Ատոմները լիցքավորված մասնիկների հավաքածու են, որոնց միջև գործում են ձգողական և վանող ուժերը, որոնք գալիս են հավասարակշռության։

Արտաքին ատոմային ուղեծրերում (կամ պատրաստի էլեկտրոնային զույգերում) տեղակայված չզույգված էլեկտրոնները՝ վալենտային էլեկտրոնները, մասնակցում են կապերի ձևավորմանը: Նրանք ասում են, որ երբ ձևավորվում են կապեր, էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են, ինչի արդյունքում առաջանում է ատոմների միջուկների միջև տարածք, որտեղ հավանականությունը երկու ատոմների էլեկտրոնների հայտնաբերումը առավելագույնն է:

s, p - տարրեր	դ - տարրեր
Վալենտային էլեկտրոնները արտաքին մակարդակն են Օրինակ, H +1) 1 ե 1s 1 1 վալենտային էլեկտրոն O+8) 2e) 6 ե 1s 2 2s 2 2p 4 Արտաքին մակարդակը ավարտված չէ - 6 վալենտային էլեկտրոն	Վալենտային էլեկտրոնները արտաքին մակարդակն են ևd-ն նախնական արտաքին մակարդակի էլեկտրոններ են Օրինակ , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5ե )1ե 6 վալենտային էլեկտրոն (5e + 1e)

քիմիական կապ - սա ատոմների փոխազդեցությունն է, որն իրականացվում է էլեկտրոնների փոխանակմամբ:

Երբ ձևավորվում է քիմիական կապ, ատոմները հակված են ձեռք բերելու կայուն ութէլեկտրոն (կամ երկու էլեկտրոն - H, He) արտաքին թաղանթ, որը համապատասխանում է մոտակա իներտ գազի ատոմի կառուցվածքին, այսինքն. լրացրեք ձեր արտաքին մակարդակը:

Քիմիական կապերի դասակարգում.

1. Ըստ քիմիական կապի առաջացման մեխանիզմի.

ա) փոխանակում երբ կապ կազմող երկու ատոմներն էլ դրա համար ապահովում են չզույգված էլեկտրոններ։

Օրինակ, ջրածնի մոլեկուլների ձևավորումը H 2 և քլորի Cl 2:

բ) դոնոր-ընդունող , երբ ատոմներից մեկը ապահովում է պատրաստի զույգ էլեկտրոններ (դոնոր) կապ ստեղծելու համար, իսկ երկրորդ ատոմը՝ դատարկ ազատ ուղեծիր։

Օրինակ, ամոնիումի իոնի ձևավորումը (NH 4) + (լիցքավորված մասնիկ).

2. Էլեկտրոնների ուղեծրերի համընկնման ձևի համաձայն.

ա) σ - կապ (սիգմա), երբ համընկնման առավելագույնը գտնվում է ատոմների կենտրոնները միացնող գծի վրա։

Օրինակ,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

բ) π - միացումներ (pi), եթե համընկնման առավելագույնը չի գտնվում ատոմների կենտրոնները միացնող գծի վրա։

3. Ավարտված էլեկտրոնային թաղանթի ձեռքբերման մեթոդի համաձայն.

Յուրաքանչյուր ատոմ ձգտում է լրացնել իր արտաքին էլեկտրոնային թաղանթը, և կարող է լինել մի քանի եղանակ՝ հասնելու այդպիսի վիճակի:

Համեմատության նշան	կովալենտ		Իոնական	մետաղական
	ոչ բևեռային	բևեռային
Ինչպե՞ս է ստացվում ավարտված էլեկտրոնային թաղանթը:	Էլեկտրոնների սոցիալականացում	Էլեկտրոնների սոցիալականացում	Էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում, իոնների (լիցքավորված մասնիկների) առաջացում։	Էլեկտրոնների սոցիալականացումը բոլոր ատոմների կողմից Քրիստոսում: վանդակավոր
Ի՞նչ ատոմներ են ներգրավված:	նեմեթ - նեմեթ EO = EO	1) Նեմեթ-Նեմեթ 1 2) Մեթ-Նեմեթ ԷՕ < ЭО	մեթ + [թմրած] - ԷՕ << ԷՕ	Կայքերը պարունակում են կատիոնային մետաղի ատոմներ։ Հաղորդակցությունն իրականացվում է միջքաղաքային տարածության մեջ ազատ շարժվող էլեկտրոնների միջոցով։
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Օրինակներ	պարզ նյութերը ոչ մետաղներ են:

Ներկայումս քիմիական կապերի բոլոր տեսակները բաժանվում են կովալենտային, իոնային, դոնոր-ընդունիչ, վան դեր Վալս, ջրածին և մետաղական։

կովալենտային կապ ձևավորվում է, երբ երկու ատոմները կարող են «ընդհանրացնել» էլեկտրոնները.

A. + B. → A:B

Իոնականկապ ձևավորվում է, երբ «փոխանակումը» դառնում է այնքան անհավասար, որ էլեկտրոնը հեռացվում է իր ատոմից ԲԱՅՑև ամբողջությամբ անցնում է ատոմին Բ, որի արդյունքում ձևավորվում են զույգ իոններ.

A. + B. → A +: B -

Մենք կարծում ենք, որ իոնային կապը նման տեսակի քիմիական կապի ծայրահեղ դեպք է, ինչպիսին է կովալենտային կապը:

Բևեռային կովալենտային կապ

Եթե ​​չկա «բացարձակ իոնային» կապ, միգուցե գոյություն ունի՞ լիովին կովալենտ: Պատասխանը այո է: Սա այն դեպքն է, երբ երկու միջուկները հավասար ուժով ձգում են էլեկտրոնին։ Այս դիրքը երաշխավորված է համամիջուկային երկատոմային մոլեկուլների համար՝ երկու նույնական ատոմներից բաղկացած մոլեկուլներ: Այսպիսով, մեջ Cl 2, O 2, H 2էլեկտրոնները հավասարապես բաժանված են երկու նույնական ատոմների միջև։ Նման մոլեկուլներում դրական լիցքի կենտրոնը ճիշտ համընկնում է բացասական լիցքի կենտրոնի հետ՝ երկու միջուկների միջև ընկած հատվածում: Կապող էլեկտրոնները գտնվում են կապակցված ատոմների միջև ընկած տարածության մեջ։

Կովալենտային կապի առանձնահատկությունը նաև դրա բևեռացումն է: Եթե ​​մոլեկուլը բաղկացած է երկու ատոմներից, որոնք միացված են բևեռային կապով, ապա այդպիսի մոլեկուլը բևեռային մոլեկուլ է, այսինքն. ներկայացնում է .

Դոնոր- ընդունող կապ

Քիմիական կապի մեկ այլ տեսակ դոնոր-ընդունող կապն է: Տարբերակել փոխանակման և դոնոր-ընդունողկապի ձևավորման մեխանիզմ: Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով ձևավորված կովալենտային կապը (այսինքն՝ ատոմներից մեկի զույգ էլեկտրոնների շնորհիվ) կոչվում է դոնոր-ընդունիչ կապ։ Այսպիսով, վերը նշված օրինակը LiF-ը դոնոր-ընդունող կապի օրինակ է:

A: + B → A:B

Միջմոլեկուլային փոխազդեցություն - մոլեկուլների փոխազդեցությունը միմյանց հետ՝ չհանգեցնելով խզման կամ նոր քիմիական կապերի ձևավորման. Դրանք հիմնված են, ինչպես նաև քիմիական կապի հիմքը, էլեկտրական փոխազդեցություններն են։

Վան դեր Վալսի ուժերը

Վան դեր Վալսի ուժերը ներառում են բոլոր տեսակի միջմոլեկուլային ձգողականություն և վանում(մոլեկուլների փոխազդեցությունը միմյանց հետ): Նրանք անվանվել են Յա.Դ. Վան դեր Վալսը, որն առաջինն էր, ով հաշվի առավ միջմոլեկուլային փոխազդեցությունները իրական գազերի և հեղուկների հատկությունները բացատրելու համար։

Վան դեր Վալսի ուժերը հիմնված են նաև մի մոլեկուլի էլեկտրոնների և միջուկների և մյուսի միջուկների և էլեկտրոնների փոխազդեցության Կուլոնյան ուժերի վրա: Մոլեկուլների միջև որոշակի հեռավորության վրա ձգող և վանող ուժերը հավասարակշռում են միմյանց, և ձևավորվում է կայուն համակարգ։

Նկ.1 Վան դեր Վալսի ուժեր

Վան դեր Վալսի ուժերը նկատելիորեն զիջում են ցանկացած տեսակի քիմիական կապին: Օրինակ, քլորի ատոմները քլորի մոլեկուլում պահող ուժերը գրեթե տասն անգամ ավելի մեծ են, քան Cl 2 մոլեկուլները միմյանց կապող ուժերը: Բայց առանց այս թույլ միջմոլեկուլային ձգողության հեղուկ և պինդ քլոր հնարավոր չէ ստանալ։

Ջրածնային կապեր

Ջրածին պարունակող ատոմների խմբերը (որտեղ ջրածնի ատոմը կապված է ֆտորի, թթվածնի կամ ազոտի ատոմի հետ, ավելի քիչ՝ քլոր, ծծումբ կամ այլ ոչ մետաղներ) հաճախ կայուն քիմիական կապ են կազմում էլեկտրաբացասական ատոմների հետ, որոնք հանդիսանում են մյուսի կամ ատոմների մաս։ նույն մոլեկուլը: Այս տեսակի քիմիական կապը կոչվում է ջրածնային կապ. Սա վան դեր Վալսի ուժերի հատուկ դեպք է։

H-O, H-F, H-N կովալենտային կապերը խիստ բևեռային են, որոնց պատճառով ջրածնի ատոմի վրա ավելորդ դրական լիցք է կուտակվում, իսկ հակառակ բևեռներում՝ ավելորդ բացասական լիցք։ Էլեկտրաստատիկ ձգողական ուժերը առաջանում են հակառակ լիցքավորված բևեռների՝ ջրածնային կապերի միջև։ Քիմիական կապի ջրածնային ձևը կարող է լինել և՛ միջմոլեկուլային, և՛ ներմոլեկուլային: Ջրածնային կապի էներգիան մոտ տասը անգամ պակաս է սովորական կովալենտային կապի էներգիայից, սակայն, այնուամենայնիվ, ջրածնային կապերը կարևոր դեր են խաղում ֆիզիկաքիմիական և կենսաբանական շատ գործընթացներում։ Մասնավորապես, ԴՆԹ-ի մոլեկուլները կրկնակի պարույրներ են, որոնցում նուկլեոտիդների երկու շղթաներ կապված են ջրածնային կապերով։

Այս տեսակի քիմիական կապի նշաններից մեկը կարող է լինել ջրածնի ատոմի և այն ձևավորող մեկ այլ ատոմի միջև եղած հեռավորությունը: Այն պետք է փոքր լինի այս ատոմների շառավիղների գումարից։ Առավել տարածված են ասիմետրիկ ջրածնային կապերը, որոնցում H ... B հեռավորությունը մեծ է A-B-ից: Սակայն հազվադեպ դեպքերում (ջրածնի ֆտորիդ, որոշ կարբոքսիլաթթուներ) ջրածնային կապը սիմետրիկ է։ Ֆտորի ատոմների մասնակցությամբ առաջանում են ամենաուժեղ ջրածնային կապերը։ Սիմետրիկ իոնում ջրածնային կապի էներգիան 155 կՋ/մոլ է և համեմատելի է կապի մեկ այլ տեսակի՝ կովալենտային կապի էներգիայի հետ։ Ջրի մոլեկուլների միջև ջրածնային կապի էներգիան արդեն նկատելիորեն ցածր է (25 կՋ/մոլ):

Բրինձ. 2. Ջրածնային կապը ջրի մոլեկուլների միջեւ