Kimyasal bağ, çeşitleri, özellikleri ve bununla birlikte kimya adı verilen ilginç bir bilimin temel taşlarından biridir. Bu yazıda kimyasal bağları tüm yönleriyle analiz edeceğiz, bilimdeki önemini inceleyeceğiz, örnekler vereceğiz ve çok daha fazlasını yapacağız.
Kimyasal bağ nedir
Kimyada kimyasal bağ, bir molekül içindeki atomların karşılıklı yapışması ve aralarında var olan çekim kuvvetinin bir sonucu olarak anlaşılmaktadır. Kimyasal bağlar sayesinde çeşitli oluşumlar meydana gelir. kimyasal bileşikler, bu kimyasal bağın doğasıdır.
Kimyasal Bağ Çeşitleri
Bir kimyasal bağın oluşma mekanizması, genel olarak türüne veya türüne büyük ölçüde bağlıdır, aşağıdaki ana kimyasal bağ türleri farklılık gösterir:
- Kovalent kimyasal bağ (bu da polar veya polar olmayabilir)
- İyonik bağ
- bağlantı
- Kimyasal bağ
insanlar gibi.
Buna gelince, web sitemizde ayrı bir makale ayrılmıştır ve bağlantıdan daha ayrıntılı olarak okuyabilirsiniz. Daha sonra diğer tüm ana kimyasal bağ türlerini daha ayrıntılı olarak inceleyeceğiz.
İyonik kimyasal bağ
İyonik bir kimyasal bağın oluşumu, farklı yüklere sahip iki iyonun karşılıklı elektriksel çekimi nedeniyle meydana gelir. Bu tür kimyasal bağlardaki iyonlar genellikle basit olup maddenin bir atomundan oluşur.
İyonik kimyasal bağ şeması.
İyonik tipteki kimyasal bağın karakteristik bir özelliği doygunluğun olmamasıdır ve sonuç olarak en çok farklı miktarlar Zıt yüklü iyonlar. İyonik kimyasal bağın bir örneği, "iyoniklik" seviyesinin neredeyse %97 olduğu sezyum florür bileşiği CsF'dir.
Hidrojen kimyasal bağı
Modern kimyasal bağlar teorisinin ortaya çıkmasından çok önce modern biçim kimyagerler metal olmayan hidrojen bileşiklerinin farklı özelliklere sahip olduğunu fark ettiler inanılmaz özellikler. Diyelim ki suyun ve hidrojen florürün kaynama noktası olabileceğinden çok daha yüksek, burada hidrojen kimyasal bağının hazır bir örneği var.
Resimde bir hidrojen kimyasal bağının oluşumunun bir diyagramı gösterilmektedir.
Bir hidrojen kimyasal bağının doğası ve özellikleri, hidrojen atomu H'nin başka bir kimyasal bağ oluşturma yeteneği ile belirlenir, dolayısıyla bu bağın adı da buradan gelir. Böyle bir bağlantının oluşmasının nedeni elektrostatik kuvvetlerin özellikleridir. Örneğin, bir hidrojen florür molekülündeki toplam elektron bulutu, florine doğru o kadar kaydırılır ki, bu maddenin bir atomunun etrafındaki boşluk, negatif bir elektrik alanıyla doyurulur. Özellikle tek elektronundan yoksun olan bir hidrojen atomunun çevresinde her şey tam tersidir; elektronik alanı çok daha zayıftır ve sonuç olarak pozitif yüke sahiptir. Ve bildiğiniz gibi pozitif ve negatif yükler birbirini çeker ve bu basit şekilde bir hidrojen bağı ortaya çıkar.
Metallerin kimyasal bağı
Metallerin özelliği hangi kimyasal bağdır? Bu maddelerin kendi kimyasal bağ türleri vardır - tüm metallerin atomları hiçbir şekilde düzenlenmemiştir, ancak belirli bir şekilde düzenlenme sırasına kristal kafes denir. Farklı atomların elektronları ortak bir elektron bulutu oluşturur ve birbirleriyle zayıf etkileşime girerler.
Metal kimyasal bağı böyle görünür.
Metalik kimyasal bağın bir örneği herhangi bir metal olabilir: sodyum, demir, çinko vb.
Kimyasal bağın türü nasıl belirlenir
İçinde yer alan maddelere bağlı olarak, eğer bir metal ve bir metal olmayan varsa bağ iyoniktir, iki metal varsa o zaman metaliktir, iki metal olmayan varsa o zaman kovalenttir.
Kimyasal bağların özellikleri
Farklı kimyasal reaksiyonları karşılaştırmak için aşağıdakiler gibi farklı niceliksel özellikler kullanılır:
- uzunluk,
- enerji,
- polarite,
- bağlantı sırası.
Onlara daha detaylı bakalım.
Bağ uzunluğu, kimyasal bir bağla bağlanan atomların çekirdekleri arasındaki denge mesafesidir. Genellikle deneysel olarak ölçülür.
Kimyasal bir bağın enerjisi onun gücünü belirler. Bu durumda enerji, kimyasal bir bağı kırmak ve atomları ayırmak için gereken kuvveti ifade eder.
Bir kimyasal bağın polaritesi, elektron yoğunluğunun atomlardan birine doğru ne kadar kaydığını gösterir. Atomların elektron yoğunluğunu kendilerine doğru kaydırma yeteneği, yani basit bir dille Kimyada “battaniyeyi kendi üzerine çekme”ye elektronegatiflik denir.
Özetin anahtar kelimeleri. Kimyasal bağ: kovalent (polar ve polar olmayan), iyonik, metalik.
Moleküllerde atomları bir arada tutan kuvvetlere denir. Kimyasal bağlar.
Bu sürece enerji kazanımı eşlik ederse kimyasal bir bağ oluşumu meydana gelir. Bu enerji, kimyasal bağ oluşturan her atomun kararlı bir elektronik konfigürasyon kazanmasıyla ortaya çıkar.
Oluşum ve varoluş yöntemine göre, kimyasal bir bağ kovalent (polar, polar olmayan), iyonik veya metalik olabilir.
Kovalent kimyasal bağ
■ Kovalent kimyasal bağ eşlenmemiş elektronlar pahasına paylaşılan elektron çiftlerinin oluşması yoluyla atomlar arasında oluşan bir bağdır.
Periyodik tablonun çoğu elementinin dış seviyeleri (soy gazlar hariç) eşlenmemiş elektronlar içerir, yani bunlar eksiktir. Kimyasal etkileşim sürecinde atomlar dış elektron seviyelerini tamamlamaya çalışırlar.
Örneğin hidrojen atomunun elektronik formülü şöyledir: 1s 1. Grafik versiyonu: 
Böylece kimyasal tepkimelerde hidrojen atomu dış 1s seviyesini bir elektronla tamamlama eğilimindedir. İki hidrojen atomu bir araya geldiğinde bir atomun elektronlarının diğer atomun çekirdeğine olan çekimi artar. Bu kuvvetin etkisi altında, atomların çekirdekleri arasındaki mesafeler azalır ve sonuç olarak elektron yörüngeleri birbiriyle örtüşerek ortak bir elektron yörüngesi - moleküler bir yörünge oluşturur. Her hidrojen atomunun elektronları, örtüşen yörüngeler bölgesi boyunca bir atomdan diğerine göç eder, yani ortak bir elektron çifti oluştururlar. Benzer yüklerin artan itici kuvvetleri çekici kuvvetleri dengeleyene kadar çekirdekler birbirine yaklaşacaktır.
Elektronların atomik bir yörüngeden moleküler bir yörüngeye geçişine, sistemin enerjisinde bir azalma (daha uygun bir enerji durumu) ve bir kimyasal bağ oluşumu eşlik eder:
Benzer şekilde, p elementlerinin atomları etkileşime girdiğinde ortak elektron çiftleri oluşur. Basit maddelerin tüm diatomik molekülleri bu şekilde oluşur. F2 ve Cl2 oluştuğunda, her atomdan bir p-orbital örtüşür (tek bir bağ oluşur) ve nitrojen atomları etkileşime girdiğinde, her birinden üç p-orbital örtüşür ve nitrojen molekülü N2'de üçlü bir bağ oluşur.
Klor atomunun elektronik formülü: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5. Grafik formülü: 
Böylece, dış yörüngede klor atomu bir eşleşmemiş p-elektronu içerir. İki klor atomunun etkileşimi aşağıdaki şemaya göre gerçekleşecektir:
Azot atomunun elektronik formülü: 1s 2 2s 2 2p 3. Grafik formülü:
Azot atomunun dış yörüngesi 3 eşlenmemiş p elektronu içerir. İki nitrojen atomunun etkileşimi aşağıdaki şemaya göre gerçekleşecektir:
Bir moleküldeki bağların gücü, atomları arasında paylaşılan elektron çiftlerinin sayısına göre belirlenir. Çift bağ tekli bağdan, üçlü bağ ise ikili bağdan daha güçlüdür.
Atomlar arasındaki bağ sayısı arttıkça atom çekirdekleri arasındaki bağ uzunluğu adı verilen mesafe azalır ve bağ enerjisi adı verilen bir bağı kırmak için gereken enerji miktarı artar. Örneğin, bir flor molekülünde tek bir bağ vardır, uzunluğu 1,42 nm'dir (1 nm = 10 –9 m), bir nitrojen molekülünde ise üçlü bağ vardır, uzunluğu 0,11 nm'dir. Bir nitrojen molekülündeki bağlanma enerjisi, bir flor molekülündeki bağlanma enerjisinden 7 kat daha yüksektir.
Bir hidrojen atomu bir klor atomu ile etkileşime girdiğinde, her iki atom da dış enerji seviyelerini tamamlamaya çalışacaktır: hidrojen - 1s seviyesi ve klor - 3p seviyesi. Yaklaşımlarının bir sonucu olarak, hidrojen atomunun 1 s yörüngesi ile klor atomunun 3p yörüngesi örtüşür ve karşılık gelen eşlenmemiş elektronlardan ortak bir elektron çifti oluşur: 
H2 ve HCl moleküllerinde, hidrojen atomlarının yörüngelerinin üst üste bindiği bölge, atom çekirdeğinin merkezlerini birleştiren düz bir çizgi üzerinde tek bir düzlemde bulunur. Bu bağlantıya denir σ bağı(sigma bağı): 
Bununla birlikte, bir molekülde (iki elektron yörüngesini içeren) bir çift bağ oluşursa, o zaman bir bağ bir σ bağı olacak ve ikincisi birbirine paralel bulunan yörüngeler arasında oluşacaktır. Paralel yörüngeler, atomların merkezlerini birleştiren çizginin üstünde ve altında bulunan iki ortak bölge oluşturacak şekilde üst üste gelecektir.
Yörüngelerin iki yerde yanal örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağa denir. π bağı(pi bağlantısı): 
Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar (H2, F2, O2, N2) arasında kovalent bir bağ oluştuğunda, ortak elektron çifti atom çekirdeğinden aynı mesafede bulunacaktır. Bu durumda ortak elektron çiftleri aynı anda her iki atoma da eşit olarak ait olacak ve atomların hiçbiri elektronların taşıdığı aşırı negatif yüke sahip olmayacaktır. Bu tür kovalent bağa polar olmayan denir.
■ Kovalent polar olmayan bağ- aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşan bir tür kimyasal bağ.
Etkileşen elemanların elektronegatifliğinin eşit olmayıp değer olarak birbirine yakın olması durumunda, ortak elektron çifti, elektronegatifliği daha yüksek olan elemana doğru kaydırılır. Bu durumda, üzerinde kısmi bir negatif yük oluşur (negatif yüklü elektronlar nedeniyle):
Sonuç olarak bileşiğin atomlarında kısmi yükler oluşur. H +0,18 Ve Cl-0.18; ve molekülde iki kutup ortaya çıkar - pozitif ve negatif. Böyle bir kovalent bağa polar denir.
■ Kovalent polar bağ- elektronegatifliği biraz farklı olan atomların etkileşimi sırasında oluşan bir tür kovalent bağ.
Moleküldeki atomların sonuçta ortaya çıkan kısmi yükü, Yunanca 8 harfi (delta) ile ve elektron çiftinin yer değiştirme yönü bir okla gösterilir: 
İyonik kimyasal bağ
Elektronegatifliği keskin bir şekilde farklılık gösteren atomlar arasındaki kimyasal etkileşimler durumunda (örneğin, metaller ve ametaller arasında), elektron bulutlarının elektronegatifliği daha yüksek olan atoma neredeyse tamamen kayması meydana gelir. Bu durumda atom çekirdeğinin yükü pozitif bir değere sahip olduğundan, değerlik elektronlarını neredeyse tamamen bırakan atom, pozitif yüklü bir parçacığa, pozitif bir iyona veya katyona dönüşür. Elektron alan bir atom, negatif yüklü bir parçacığa (negatif iyon veya anyon) dönüşür: 
Ve o- elektron kaybı veya kazancı sonucu bir atomun dönüştüğü tek atomlu veya çok atomlu, negatif veya pozitif yüklü bir parçacıktır.
Farklı yüklü iyonlar arasında, bir araya geldiklerinde elektrostatik çekim kuvvetleri ortaya çıkar - pozitif ve negatif yüklü iyonlar birbirine yaklaşarak maddenin bir molekülünü oluşturur.
■ İyonik kimyasal bağ elektrostatik çekim kuvvetleri nedeniyle iyonlar arasında oluşan bir bağdır.
Elektronegatifliği yüksek atomların kimyasal etkileşimleri sırasında elektron ekleme işlemine indirgeme, elektronegatifliği düşük atomların elektron kaybetme işlemine oksidasyon denir.
Sodyum ve klor atomları arasında iyonik bir bağın oluşumu şu şekilde temsil edilebilir:
İyonik kimyasal bağlar, alkali ve toprak alkali metallerin oksitlerinde, hidroksitlerinde ve hidritlerinde, tuzlarda ve ayrıca halojenli metal bileşiklerinde bulunur.
İyonlar basit (tek atomlu) olabilir: Cl – , H + , Na + ve karmaşık (çok atomlu): NH4 –. Bir iyonun yükü genellikle kimyasal elementin işaretinden sonra en üstte yazılır. Önce yükün büyüklüğü, ardından işareti yazılır.
Metal bağlantı
Metal atomları arasında metalik adı verilen özel bir tür kimyasal bağ oluşur. Bu bağın oluşumu metal atomlarının üç yapısal özelliğinden kaynaklanmaktadır:
- dış enerji seviyesinde 1-3 elektron vardır (istisnalar: kalay ve kurşun atomları (4 elektron), antimon ve bizmut atomları (5 elektron), polonyum atomu (6 elektron));
- atomun nispeten büyük bir yarıçapı vardır;
- bir atomun çok sayıda serbest yörüngesi vardır (örneğin, Na'nın 3. enerji seviyesinde bulunan ve on yörüngeye (bir s-, üç p- ve beş d-orbital) sahip bir değerlik elektronu vardır.
Metal atomları yaklaştığında serbest yörüngeleri örtüşür ve değerlik elektronları, enerji açısından yakın olan komşu atomların yörüngelerine hareket edebilir. Elektron kaybeden atom iyon haline gelir. Böylece metalde iyonlar arasında serbestçe hareket eden bir dizi elektron oluşur. Metalin pozitif iyonlarına çekilen elektronlar, onları yeniler ve sonra tekrar koparak diğer iyonlara geçer. Atomları iyonlara ve geri dönüştürme işlemi metallerde sürekli olarak meydana gelir. Metalleri oluşturan parçacıklara atom iyonları denir.
■ Metal bağlantı değerlik elektronlarının aralarındaki sürekli hareketi yoluyla metaller ve alaşımlardaki atom iyonları arasında oluşan bir bağdır: 
Ders özeti “Kimyasal bağlar: kovalent, iyonik, metalik.”
Kovalent kimyasal bağ, çeşitleri ve oluşum mekanizmaları. Kovalent bağların özellikleri (polarite ve bağ enerjisi). İyonik bağ. Metal bağlantı. Hidrojen bağı
Kimyasal bağ doktrini tüm teorik kimyanın temelini oluşturur.
Kimyasal bağ, atomların onları moleküllere, iyonlara, radikallere ve kristallere bağlayan etkileşimi olarak anlaşılır.
Dört tür kimyasal bağ vardır: iyonik, kovalent, metalik ve hidrojen.
Kimyasal bağların türlere bölünmesi şartlıdır, çünkü hepsi belirli bir birlik ile karakterize edilir.
İyonik bir bağ, polar kovalent bağın aşırı bir durumu olarak düşünülebilir.
Metalik bir bağ, paylaşılan elektronları kullanan atomların kovalent etkileşimini ve bu elektronlar ile metal iyonları arasındaki elektrostatik çekimi birleştirir.
Maddeler genellikle sınırlayıcı kimyasal bağ (veya saf kimyasal bağ) durumlarından yoksundur.
Örneğin lityum florür $LiF$ iyonik bir bileşik olarak sınıflandırılır. Aslında, içindeki bağ $80$$ iyonik ve $20$$ kovalenttir. Bu nedenle, bir kimyasal bağın polarite derecesinden (iyoniklik) bahsetmek açıkçası daha doğrudur.
Hidrojen halojenürler $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ serisinde bağ polarite derecesi azalır, çünkü halojen ve hidrojen atomlarının elektronegatiflik değerlerindeki fark azalır ve astatin hidrojende bağ neredeyse polar olmayan hale gelir $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
Aynı maddelerde farklı türde bağlar bulunabilir, örneğin:
- bazlarda: hidrokso gruplarındaki oksijen ve hidrojen atomları arasındaki bağ polar kovalenttir ve metal ile hidrokso grubu arasında iyoniktir;
- oksijen içeren asitlerin tuzlarında: metal olmayan atom ile asidik kalıntının oksijeni arasında - kovalent polar ve metal ile asidik kalıntı arasında - iyonik;
- amonyum, metilamonyum tuzları vb. içinde: nitrojen ve hidrojen atomları arasında - kovalent polar ve amonyum veya metilamonyum iyonları ile asit kalıntısı arasında - iyonik;
- metal peroksitlerde (örneğin, $Na_2O_2$), oksijen atomları arasındaki bağ polar olmayan kovalenttir ve metal ile oksijen arasındaki bağ iyoniktir, vb.
Farklı bağlantı türleri birbirine dönüşebilir:
— sudaki kovalent bileşiklerin elektrolitik ayrışması sırasında, kovalent polar bağ iyonik bir bağa dönüşür;
- metaller buharlaştığında metal bağı polar olmayan bir kovalent bağa vb. dönüşür.
Tüm tür ve kimyasal bağ türlerinin birliğinin nedeni, bunların aynı kimyasal doğasıdır - elektron-nükleer etkileşimi. Her durumda kimyasal bir bağın oluşumu, enerji salınımıyla birlikte atomların elektron-nükleer etkileşiminin sonucudur.
Kovalent bağ oluşturma yöntemleri. Kovalent bağın özellikleri: bağ uzunluğu ve enerji
Kovalent bir kimyasal bağ, ortak elektron çiftlerinin oluşması yoluyla atomlar arasında oluşan bir bağdır.
Böyle bir bağın oluşma mekanizması takas veya bağışçı-alıcı olabilir.
BEN. Değişim mekanizması atomlar eşleşmemiş elektronları birleştirerek ortak elektron çiftleri oluşturduğunda çalışır.
1) $H_2$ - hidrojen:
Bağ, hidrojen atomlarının $s$-elektronları (örtüşen $s$-orbitalleri) tarafından ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle ortaya çıkar:
2) $HCl$ - hidrojen klorür:
Bağ, $s-$ ve $p-$elektronlardan (örtüşen $s-p-$orbitaller) oluşan ortak bir elektron çiftinin oluşması nedeniyle ortaya çıkar:
3) $Cl_2$: bir klor molekülünde, eşleşmemiş $p-$elektronlar (örtüşen $p-p-$orbitaller) nedeniyle bir kovalent bağ oluşur:
4) $N_2$: bir nitrojen molekülünde atomlar arasında üç ortak elektron çifti oluşur:
II. Donör-alıcı mekanizması Amonyum iyonu $NH_4^+$ örneğini kullanarak kovalent bir bağın oluşumunu ele alalım.
Vericinin bir elektron çifti vardır, alıcının ise bu çiftin işgal edebileceği boş bir yörüngesi vardır. Amonyum iyonunda, hidrojen atomlarıyla olan dört bağın tümü kovalenttir: üçü, değişim mekanizmasına göre nitrojen atomu ve hidrojen atomları tarafından ortak elektron çiftlerinin oluşturulması nedeniyle, biri donör-alıcı mekanizması yoluyla oluşturulmuştur.
Kovalent bağlar, elektron yörüngelerinin örtüşme şekline ve ayrıca bağlı atomlardan birine doğru yer değiştirmelerine göre sınıflandırılabilir.
Bir bağ çizgisi boyunca elektron yörüngelerinin örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlara $σ$ adı verilir. -bağlar (sigma bağları). Sigma bağı çok güçlüdür.
$p-$orbitaller iki bölgede örtüşebilir ve yanal örtüşme nedeniyle kovalent bir bağ oluşturabilir:
İletişim hattının dışındaki elektron yörüngelerinin "yanal" örtüşmesi sonucu oluşan kimyasal bağlar; iki alanda $π$ denir -bağlar (pi-bağları).
İle yer değiştirme derecesi Bağlandıkları atomlardan birinde ortak elektron çiftleri varsa kovalent bir bağ oluşabilir. kutupsal Ve polar olmayan.
Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşan kovalent kimyasal bağa denir. polar olmayan. Elektron çiftleri hiçbir atoma kaymaz çünkü atomlar aynı EO'ya sahiptir - diğer atomlardan değerlik elektronlarını çekme özelliği. Örneğin:
onlar. Basit metal olmayan maddelerin molekülleri, kovalent polar olmayan bağlar yoluyla oluşturulur. Elektronegatiflikleri farklı olan elementlerin atomları arasındaki kovalent kimyasal bağa denir. kutupsal.
Kovalent bağların uzunluğu ve enerjisi.
karakteristik kovalent bağın özellikleri- uzunluğu ve enerjisi. Bağlantı uzunluğu atom çekirdekleri arasındaki mesafedir. Kimyasal bir bağın uzunluğu ne kadar kısa olursa o kadar güçlü olur. Ancak bağlantının gücünün bir ölçüsü bağlanma enerjisi Bu, bir bağı kırmak için gereken enerji miktarına göre belirlenir. Genellikle kJ/mol cinsinden ölçülür. Böylece deneysel verilere göre $H_2, Cl_2$ ve $N_2$ moleküllerinin bağ uzunlukları sırasıyla $0,074, 0,198$ ve $0,109$ nm, bağ enerjileri ise sırasıyla $436, 242$ ve $946$ kJ/mol'dür.
İyonlar. İyonik bağ
İki atomun "karşılaştığını" hayal edelim: grup I metalinin bir atomu ve grup VII'nin metal olmayan bir atomu. Bir metal atomunun dış enerji seviyesinde tek bir elektronu bulunurken, metal olmayan bir atomun dış seviyesinin tamamlanması için sadece bir elektronu eksiktir.
Birinci atom, ikinciye çekirdekten uzak ve ona zayıf bağlı olan elektronunu kolaylıkla verecek, ikincisi ise ona dış elektronik seviyesinde boş bir yer sağlayacaktır.
Daha sonra negatif yüklerinden birinden mahrum kalan atom pozitif yüklü bir parçacık haline gelecek, ikincisi ise ortaya çıkan elektron nedeniyle negatif yüklü bir parçacık haline gelecektir. Bu tür parçacıklara denir iyonlar.
İyonlar arasında oluşan kimyasal bağa iyonik denir.
İyi bilinen sodyum klorür bileşiği (sofra tuzu) örneğini kullanarak bu bağın oluşumunu ele alalım:
Atomları iyonlara dönüştürme süreci şemada gösterilmektedir:
Atomların iyonlara bu dönüşümü her zaman tipik metallerin ve tipik metal olmayanların atomlarının etkileşimi sırasında meydana gelir.
Örneğin kalsiyum ve klor atomları arasında iyonik bir bağın oluşumunu kaydederken akıl yürütme algoritmasını (sırasını) ele alalım:
Atom veya molekül sayısını gösteren sayılara denir katsayılar Bir moleküldeki atom veya iyon sayısını gösteren sayılara denir. indeksler.
Metal bağlantı
Metal elementlerin atomlarının birbirleriyle nasıl etkileşime girdiğini öğrenelim. Metaller genellikle izole edilmiş atomlar halinde değil, parça, külçe veya metal ürün biçiminde bulunur. Metal atomlarını tek bir hacimde tutan şey nedir?
Çoğu metalin atomları dış seviyede az sayıda elektron içerir - 1 $, 2, 3 $. Bu elektronlar kolayca sıyrılır ve atomlar pozitif iyonlara dönüşür. Ayrılan elektronlar bir iyondan diğerine hareket ederek onları tek bir bütün halinde birleştirir. Bu elektronlar iyonlarla bağlanarak geçici olarak atomlar oluşturur, sonra tekrar kırılır ve başka bir iyonla birleşir vb. Sonuç olarak, metalin hacminde atomlar sürekli olarak iyonlara dönüşür ve bunun tersi de geçerlidir.
Metallerde iyonlar arasında paylaşılan elektronlar aracılığıyla oluşan bağa metalik denir.
Şekil bir sodyum metal parçasının yapısını şematik olarak göstermektedir.
Bu durumda az sayıda paylaşılan elektron, çok sayıda iyon ve atomu bağlar.
Metalik bağın kovalent bağla bazı benzerlikleri vardır, çünkü dış elektronların paylaşımına dayanır. Ancak kovalent bağda yalnızca iki komşu atomun dıştaki eşleşmemiş elektronları paylaşılırken, metalik bağda tüm atomlar bu elektronların paylaşımında yer alır. Bu nedenle kovalent bağa sahip kristaller kırılgandır, ancak metal bağ ile kural olarak sünektirler, elektriksel olarak iletkendirler ve metalik bir parlaklığa sahiptirler.
Metalik bağlanma hem saf metallerin hem de çeşitli metallerin (katı ve sıvı haldeki alaşımlar) karışımlarının karakteristik özelliğidir.
Hidrojen bağı
Bir molekülün (veya bir kısmının) pozitif polarize hidrojen atomları ile başka bir molekülün yalnız elektron çiftlerine ($F, O, N$ ve daha az yaygın olarak $S$ ve $Cl$) sahip güçlü elektronegatif elementlerin negatif polarize atomları arasındaki kimyasal bağ (veya onun bir kısmına) hidrojen denir.
Hidrojen bağı oluşumunun mekanizması kısmen elektrostatik, kısmen de verici-alıcı niteliktedir.
Moleküller arası hidrojen bağı örnekleri:
Böyle bir bağlantının varlığında düşük moleküllü maddeler bile normal koşullar altında sıvı (alkol, su) veya kolayca sıvılaştırılabilen gazlar (amonyak, hidrojen florür) olabilir.
Hidrojen bağına sahip maddelerin moleküler kristal kafesleri vardır.
Moleküler ve moleküler olmayan yapıya sahip maddeler. Kristal kafes türü. Maddelerin özelliklerinin bileşimlerine ve yapılarına bağımlılığı
Maddelerin moleküler ve moleküler olmayan yapısı
Kimyasal etkileşimlere giren tek tek atomlar veya moleküller değil, maddelerdir. Belirli koşullar altında bir madde üç toplanma durumundan birinde olabilir: katı, sıvı veya gaz. Bir maddenin özellikleri aynı zamanda onu oluşturan parçacıklar (moleküller, atomlar veya iyonlar) arasındaki kimyasal bağın doğasına da bağlıdır. Bağ türüne bağlı olarak moleküler ve moleküler olmayan yapıya sahip maddeler ayırt edilir.
Moleküllerden oluşan maddelere denir moleküler maddeler. Bu tür maddelerdeki moleküller arasındaki bağlar çok zayıftır, molekül içindeki atomlar arasındaki bağlardan çok daha zayıftır ve nispeten düşük sıcaklıklarda bile kırılırlar - madde önce sıvıya, sonra gaza dönüşür (iyotun süblimleşmesi). Moleküllerden oluşan maddelerin erime ve kaynama noktaları molekül ağırlığı arttıkça artar.
Moleküler maddeler arasında atomik yapıya sahip maddeler ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) yer alır; bunların arasında metaller ve metal olmayanlar da bulunur.
Hadi düşünelim fiziki ozellikleri alkali metaller. Atomlar arasındaki nispeten düşük bağ kuvveti, düşük mekanik mukavemete neden olur: Alkali metaller yumuşaktır ve bıçakla kolayca kesilebilir.
Büyük atom boyutları alkali metallerin yoğunluğunun düşük olmasına neden olur: lityum, sodyum ve potasyum sudan bile daha hafiftir. Alkali metaller grubunda elementin atom numarası arttıkça kaynama ve erime noktaları düşer, çünkü Atom boyutları artar ve bağlar zayıflar.
Maddelere moleküler olmayan yapılar iyonik bileşikleri içerir. Ametallerle metallerin çoğu bileşiği şu yapıya sahiptir: tüm tuzlar ($NaCl, K_2SO_4$), bazı hidritler ($LiH$) ve oksitler ($CaO, MgO, FeO$), bazlar ($NaOH, KOH$). İyonik (moleküler olmayan) maddeler yüksek sıcaklıklar erime ve kaynama.
Kristal kafesler
Bilindiği gibi madde üç toplanma halinde bulunabilir: gaz, sıvı ve katı.
Katılar: amorf ve kristal.
Kimyasal bağların özelliklerinin katıların özelliklerini nasıl etkilediğini ele alalım. Katılar ikiye ayrılır kristalimsi Ve amorf.
Amorf maddelerin net bir erime noktası yoktur; ısıtıldıklarında yavaş yavaş yumuşar ve akışkan bir duruma dönüşürler. Örneğin hamuru ve çeşitli reçineler amorf bir durumdadır.
Kristal maddeler, kendilerini oluşturan parçacıkların (atomlar, moleküller ve iyonlar) uzayda kesin olarak tanımlanmış noktalarda doğru düzenlenmesiyle karakterize edilir. Bu noktalar düz çizgilerle bağlandığında kristal kafes adı verilen uzamsal bir çerçeve oluşur. Kristal parçacıklarının bulunduğu noktalara kafes düğümleri denir.
Kristal kafesin düğümlerinde bulunan parçacıkların türüne ve aralarındaki bağlantının niteliğine bağlı olarak dört tip kristal kafes ayırt edilir: iyonik, atomik, moleküler Ve metal.
İyonik kristal kafesler.
İyonik düğümlerinde iyonların bulunduğu kristal kafesler denir. Hem $Na^(+), Cl^(-)$ basit iyonlarını hem de $SO_4^(2−), OH^-$ karmaşık iyonlarını bağlayabilen iyonik bağlara sahip maddelerden oluşurlar. Sonuç olarak, metallerin tuzları ve bazı oksitleri ve hidroksitleri iyonik kristal kafeslere sahiptir. Örneğin, bir sodyum klorür kristali küp şeklinde bir kafes oluşturan alternatif pozitif $Na^+$ ve negatif $Cl^-$ iyonlarından oluşur. Böyle bir kristaldeki iyonlar arasındaki bağlar çok kararlıdır. Bu nedenle iyonik kafesli maddeler nispeten yüksek sertlik ve mukavemet ile karakterize edilir, refrakterdir ve uçucu değildir.
Atomik kristal kafesler.
atomik düğümlerinde ayrı ayrı atomların bulunduğu kristal kafesler denir. Bu tür kafeslerde atomlar birbirine çok güçlü kovalent bağlarla bağlanır. Bu tür kristal kafeslere sahip maddelerin bir örneği, karbonun allotropik modifikasyonlarından biri olan elmastır.
Atomik kristal kafesi olan çoğu maddenin erime noktaları çok yüksektir (örneğin elmas için bu sıcaklık 3500°C'nin üzerindedir), güçlü ve serttirler ve pratik olarak çözünmezler.
Moleküler kristal kafesler.
Moleküler düğümlerinde moleküllerin bulunduğu kristal kafesler denir. Bu moleküllerdeki kimyasal bağlar hem polar ($HCl, H_2O$) hem de polar olmayan ($N_2, O_2$) olabilir. Moleküllerin içindeki atomlar çok güçlü kovalent bağlarla bağlı olmasına rağmen, moleküllerin kendi aralarında zayıf moleküller arası çekim kuvvetleri etki eder. Bu nedenle moleküler kristal kafeslere sahip maddeler düşük sertliğe, düşük erime noktalarına sahiptir ve uçucudur. Çoğu katı organik bileşiğin moleküler kristal kafesleri vardır (naftalin, glikoz, şeker).
Metal kristal kafesler.
Metalik bağları olan maddeler metalik kristal kafeslere sahiptir. Bu tür kafeslerin bölgelerinde atomlar ve iyonlar bulunur (metal atomlarının kolayca dönüştüğü atomlar veya iyonlar, dış elektronlarını "ortak kullanım için" bırakırlar). Bu iç yapı metaller karakteristik fiziksel özelliklerini belirler: dövülebilirlik, süneklik, elektriksel ve termal iletkenlik, karakteristik metalik parlaklık.
Çoğu elementin atomları birbirleriyle etkileşime girebildiklerinden ayrı ayrı mevcut değildir. Bu etkileşim daha karmaşık parçacıklar üretir.
Kimyasal bir bağın doğası, elektrik yükleri arasındaki etkileşimin kuvvetleri olan elektrostatik kuvvetlerin etkisidir. Elektronlar ve atom çekirdekleri bu tür yüklere sahiptir.
Çekirdeğe en uzak olan dış elektronik seviyelerde (değerlik elektronları) bulunan elektronlar, onunla en zayıf şekilde etkileşime girer ve bu nedenle çekirdekten kopabilirler. Atomların birbirine bağlanmasından sorumludurlar.
Kimyadaki etkileşim türleri
Kimyasal bağ türleri aşağıdaki tabloda sunulabilir:
İyonik bağın özellikleri
Nedeniyle oluşan kimyasal etkileşim iyon çekimi farklı yüklere sahip olanlara iyonik denir. Bu, bağlanan atomların elektronegatiflik açısından (yani elektronları çekme yeteneği) önemli bir farklılığa sahip olması ve elektron çiftinin daha elektronegatif olan elemente gitmesi durumunda meydana gelir. Elektronların bir atomdan diğerine bu transferinin sonucu yüklü parçacıkların - iyonların oluşmasıdır. Aralarında bir çekim doğar.
En düşük elektronegatiflik indekslerine sahiptirler tipik metaller ve en büyüğü tipik metal olmayanlardır. İyonlar böylece tipik metaller ve tipik ametaller arasındaki etkileşimle oluşur.
Metal atomları pozitif yüklü iyonlar (katyonlar) haline gelerek dış elektron seviyelerine elektron verirler, ametaller ise elektronları kabul ederek negatif yüklü iyonlar (anyonlar).
Atomlar elektronik konfigürasyonlarını tamamlayarak daha kararlı bir enerji durumuna geçer.
İyonik bağ yönsüzdür ve doymaz, buna göre elektrostatik etkileşim her yönde meydana gelir, iyon zıt işaretli iyonları her yöne çekebilir.
İyonların düzeni, her birinin etrafında belirli sayıda zıt yüklü iyon bulunacak şekildedir. İyonik bileşikler için "molekül" kavramı mantıklı değil.
Eğitim örnekleri
Sodyum klorürde (nacl) bir bağın oluşumu, bir elektronun karşılık gelen iyonları oluşturmak üzere Na atomundan Cl atomuna aktarılmasından kaynaklanır:
Na 0 - 1 e = Na + (katyon)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anyon)
Sodyum klorürde, sodyum katyonlarının çevresinde altı klorür anyonu ve her bir klorür iyonunun çevresinde altı sodyum iyonu vardır.
Baryum sülfürdeki atomlar arasında etkileşim oluştuğunda aşağıdaki işlemler meydana gelir:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba, iki elektronunu kükürde bağışlayarak kükürt anyonları S 2- ve baryum katyonları Ba 2+'nın oluşmasına neden olur.
Metal kimyasal bağı
Metallerin dış enerji seviyelerindeki elektronların sayısı azdır; çekirdekten kolayca ayrılırlar. Bu ayrılma sonucunda metal iyonları ve serbest elektronlar oluşur. Bu elektronlara "elektron gazı" denir. Elektronlar metalin hacmi boyunca serbestçe hareket eder ve sürekli olarak atomlara bağlanır ve ayrılır.
Metal maddenin yapısı şu şekildedir: kristal kafes maddenin iskeletidir ve elektronlar düğümleri arasında serbestçe hareket edebilir.
Aşağıdaki örnekler verilebilir:
Mg-2e<->Mg 2+
Cs-e<->C'ler+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalent: polar ve polar olmayan
En yaygın kimyasal etkileşim türü kovalent bağdır. Etkileşime giren elementlerin elektronegatiflik değerleri keskin bir şekilde farklılık göstermez; bu nedenle yalnızca ortak elektron çiftinin daha elektronegatif bir atoma kayması meydana gelir.
Kovalent etkileşimler bir değişim mekanizması veya bir verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulabilir.
Değişim mekanizması, atomların her birinin dış elektronik seviyelerinde eşleşmemiş elektronlara sahip olması ve atomik yörüngelerin örtüşmesinin, halihazırda her iki atoma ait olan bir çift elektronun ortaya çıkmasına yol açması durumunda gerçekleştirilir. Atomlardan birinin dış elektronik seviyede bir çift elektronu ve diğerinin serbest bir yörüngesi varsa, atomik yörüngeler örtüştüğünde, elektron çifti paylaşılır ve verici-alıcı mekanizmasına göre etkileşime girer.
Kovalent olanlar çokluğa göre ikiye ayrılır:
- basit veya tek;
- çift;
- üçlü.
Çift olanlar aynı anda iki çift elektronun ve üçlü olanların üçünün paylaşılmasını sağlar.
Bağlı atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun (polarite) dağılımına göre, bir kovalent bağ şu şekilde ayrılır:
- polar olmayan;
- kutupsal.
Polar olmayan bir bağ aynı atomlardan oluşur ve polar bir bağ farklı elektronegatifliklerden oluşur.
Benzer elektronegatifliğe sahip atomların etkileşimine apolar bağ denir. Böyle bir moleküldeki ortak elektron çifti her iki atoma da çekilmez, her ikisine de eşit derecede aittir.
Elektronegatifliği farklı olan elementlerin etkileşimi, polar bağların oluşumuna yol açar. Bu tür etkileşimde, paylaşılan elektron çiftleri daha elektronegatif olan elemente çekilir, ancak ona tamamen aktarılmaz (yani iyon oluşumu gerçekleşmez). Elektron yoğunluğundaki bu değişimin bir sonucu olarak, atomlarda kısmi yükler belirir: daha fazla elektronegatif olanın negatif yükü vardır ve daha az elektronegatif olanın pozitif yükü vardır.
Kovalanlığın özellikleri ve özellikleri
Kovalent bir bağın temel özellikleri:
- Uzunluk, etkileşen atomların çekirdekleri arasındaki mesafeye göre belirlenir.
- Polarite, elektron bulutunun atomlardan birine doğru yer değiştirmesiyle belirlenir.
- Yönlülük, uzayda yönlendirilmiş bağlar ve buna bağlı olarak belirli geometrik şekillere sahip moleküller oluşturma özelliğidir.
- Doygunluk, sınırlı sayıda bağ oluşturma yeteneği ile belirlenir.
- Polarize edilebilirlik, harici bir elektrik alanının etkisi altında polariteyi değiştirme yeteneği ile belirlenir.
- Bir bağı kırmak için gereken enerji onun gücünü belirler.
Kovalent polar olmayan etkileşimin bir örneği, hidrojen (H2), klor (Cl2), oksijen (O2), nitrojen (N2) ve diğer birçok molekül olabilir.
H· + ·H → H-H molekülünün polar olmayan tek bir bağı vardır,
O: + :O → O=O molekülü çift kutupsuzdur,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekül üçlü apolardır.
Kovalent bağ örnekleri olarak kimyasal elementler Karbon dioksit (CO2) ve karbon monoksit (CO), hidrojen sülfit (H2S), hidroklorik asit (HCL), su (H2O), metan (CH4), sülfür oksit (SO2) ve daha birçok molekülden bahsedebilirsiniz.
CO2 molekülünde karbon ve oksijen atomları arasındaki ilişki kovalent kutupsaldır, çünkü daha fazla elektronegatif olan hidrojen elektron yoğunluğunu çeker. Oksijenin dış kabuğunda iki eşleşmemiş elektron bulunurken karbon, etkileşimi oluşturmak için dört değerlik elektronu sağlayabilir. Sonuç olarak çift bağlar oluşur ve molekül şu şekilde görünür: O=C=O.
Belirli bir moleküldeki bağın türünü belirlemek için onu oluşturan atomları dikkate almak yeterlidir. Basit metal maddeler metalik bir bağ oluşturur, ametallerle metaller iyonik bir bağ oluşturur, basit ametal maddeler kovalent apolar bir bağ oluşturur ve farklı ametallerden oluşan moleküller polar kovalent bağ yoluyla oluşur.
170955 0
Her atomun belirli sayıda elektronu vardır.
Kimyasal reaksiyonlara girerken atomlar elektron verir, kazanır veya paylaşarak en kararlı elektronik konfigürasyona ulaşır. En düşük enerjiye sahip konfigürasyonun (soy gaz atomlarında olduğu gibi) en kararlı olduğu ortaya çıkar. Bu modele “sekizli kural” denir (Şekil 1).
Pirinç. 1.
Bu kural herkes için geçerlidir bağlantı türleri. Atomlar arasındaki elektronik bağlantılar, en basit kristallerden en sonunda canlı sistemler oluşturan karmaşık biyomoleküllere kadar kararlı yapılar oluşturmalarına olanak tanır. Sürekli metabolizmaları nedeniyle kristallerden farklıdırlar. Aynı zamanda birçok kimyasal reaksiyon mekanizmalara göre ilerlemektedir. elektronik aktarım Vücuttaki enerji süreçlerinde kritik bir rol oynayanlar.
Kimyasal bağ, iki veya daha fazla atomu, iyonu, molekülü veya bunların herhangi bir kombinasyonunu bir arada tutan kuvvettir..
Kimyasal bağın doğası evrenseldir: negatif yüklü elektronlar ile pozitif yüklü çekirdekler arasındaki, atomların dış kabuğundaki elektronların konfigürasyonuyla belirlenen elektrostatik bir çekim kuvvetidir. Bir atomun kimyasal bağ oluşturma yeteneğine denir değerlik, veya paslanma durumu. Kavramı değerlik elektronları- kimyasal bağlar oluşturan, yani en yüksek enerji yörüngelerinde bulunan elektronlar. Buna göre atomun bu yörüngeleri içeren dış kabuğuna denir. değerlik kabuğu. Şu anda kimyasal bir bağın varlığını belirtmek yeterli değildir, ancak türünü açıklığa kavuşturmak gerekir: iyonik, kovalent, dipol-dipol, metalik.
İlk bağlantı türüiyonik bağlantı
Lewis ve Kossel'in elektronik değerlik teorisine göre atomlar kararlı bir elektronik konfigürasyona iki şekilde ulaşabilirler: Birincisi, elektronları kaybederek, katyonlar ikincisi, onları elde etmek, dönüştürmek anyonlar. Elektron transferi sonucunda zıt işaretli yüklere sahip iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvveti nedeniyle Kossel tarafından "kimyasal bağ" olarak adlandırılan bir kimyasal bağ oluşur. elektrovalent"(Şimdi çağırdı iyonik).
Bu durumda anyonlar ve katyonlar dolu bir dış elektron kabuğu ile kararlı bir elektronik konfigürasyon oluşturur. Tipik iyonik bağlar, periyodik sistemin T ve II gruplarının katyonlarından ve VI ve VII gruplarının metalik olmayan elementlerinin anyonlarından oluşur (sırasıyla 16 ve 17 alt grup, kalkojenler Ve halojenler). İyonik bileşiklerin bağları doymamış ve yönsüz olduğundan diğer iyonlarla elektrostatik etkileşim olasılığını korurlar. İncirde. Şekil 2 ve 3, Kossel elektron transfer modeline karşılık gelen iyonik bağların örneklerini göstermektedir.
Pirinç. 2.
Pirinç. 3. Sofra tuzu molekülündeki iyonik bağ (NaCl)
Burada maddelerin doğadaki davranışını açıklayan bazı özellikleri hatırlamak, özellikle de şu düşünceyi dikkate almak yerinde olacaktır: asitler Ve sebepler.
Tüm bu maddelerin sulu çözeltileri elektrolitlerdir. Farklı renk değiştiriyorlar göstergeler. Göstergelerin etki mekanizması F.V. Ostwald. Göstergelerin, rengi ayrışmamış ve ayrışmamış hallerde farklılık gösteren zayıf asitler veya bazlar olduğunu gösterdi.
Bazlar asitleri nötralize edebilir. Bazların tümü suda çözünmez (örneğin, OH grupları içermeyen bazı organik bileşikler çözünmez, özellikle trietilamin N(C2H5)3); çözünür bazlara denir alkaliler.
Asitlerin sulu çözeltileri karakteristik reaksiyonlara girer:
a) metal oksitlerle - tuz ve su oluşumuyla;
b) metallerle - tuz ve hidrojen oluşumuyla;
c) karbonatlarla - tuz oluşumuyla, CO 2 ve N 2 Ö.
Asitlerin ve bazların özellikleri çeşitli teorilerle açıklanmaktadır. S.A.'nın teorisine göre. Arrhenius, asit iyonlara ayrışan bir maddedir N+, baz iyon oluştururken O- . Bu teori, hidroksil grupları olmayan organik bazların varlığını hesaba katmaz.
Uyarınca proton Brønsted ve Lowry'nin teorisine göre asit, proton veren moleküller veya iyonlar içeren bir maddedir ( bağışçılar protonlar) ve baz, protonları kabul eden moleküllerden veya iyonlardan oluşan bir maddedir ( kabul edenler protonlar). Sulu çözeltilerde hidrojen iyonlarının hidratlı formda, yani hidronyum iyonları formunda bulunduğunu unutmayın. H3O+ . Bu teori, yalnızca su ve hidroksit iyonlarıyla değil, aynı zamanda bir çözücünün yokluğunda veya sulu olmayan bir çözücüyle gerçekleştirilen reaksiyonları da açıklar.
Örneğin amonyak arasındaki reaksiyonda N.H. 3 (zayıf baz) ve gaz fazında hidrojen klorür, katı amonyum klorür oluşur ve iki maddenin denge karışımında her zaman ikisi asit, diğer ikisi baz olmak üzere 4 parçacık vardır:
Bu denge karışımı iki eşlenik asit ve baz çiftinden oluşur:
1)N.H. 4+ ve N.H. 3
2) HC1 Ve Cl ‑
Burada her eşlenik çiftte asit ve baz bir proton kadar farklılık gösterir. Her asitin bir konjuge bazı vardır. Güçlü bir asidin zayıf bir konjuge bazı vardır ve zayıf bir asidin güçlü bir konjuge bazı vardır.
Brønsted-Lowry teorisi, suyun biyosferin yaşamındaki benzersiz rolünü açıklamaya yardımcı olur. Su, etkileşime girdiği maddeye bağlı olarak asit veya baz özellikleri gösterebilir. Örneğin, sulu asetik asit çözeltileri ile reaksiyonlarda su bir bazdır ve sulu amonyak çözeltileri ile reaksiyonlarda bir asittir.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Burada bir asetik asit molekülü, bir su molekülüne bir proton bağışlıyor;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + O- . Burada bir amonyak molekülü, bir su molekülünden bir protonu kabul eder.
Böylece su iki eşlenik çift oluşturabilir:
1) H2O(asit) ve O- (eşlenik baz)
2) H3O+ (asit) ve H2O(eşlenik baz).
İlk durumda su bir proton verir, ikincisinde ise onu kabul eder.
Bu özelliğe denir amfiprotonizm. Hem asit hem baz olarak tepkimeye girebilen maddelere denir amfoterik. Bu tür maddeler genellikle canlı doğada bulunur. Örneğin amino asitler hem asitlerle hem de bazlarla tuz oluşturabilirler. Bu nedenle peptitler, mevcut metal iyonlarıyla kolayca koordinasyon bileşikleri oluşturur.
Böylece, karakteristik özellik iyonik bağ - iki bağlanma elektronunun çekirdeklerden birine tam hareketi. Bu, iyonlar arasında elektron yoğunluğunun neredeyse sıfır olduğu bir bölge olduğu anlamına gelir.
İkinci bağlantı türü isekovalent bağlantı
Atomlar, elektronları paylaşarak kararlı elektronik konfigürasyonlar oluşturabilirler.
Böyle bir bağ, bir çift elektronun teker teker paylaşılmasıyla oluşur herkesten atom. Bu durumda paylaşılan bağ elektronları atomlar arasında eşit olarak dağıtılır. Kovalent bağların örnekleri şunları içerir: homonükleer iki atomlu H molekülleri 2 , N 2 , F 2. Allotroplarda aynı tür bağlantı bulunur Ö 2 ve ozon Ö 3 ve çok atomlu bir molekül için S 8 ve ayrıca heteronükleer moleküller hidrojen klorür HC1, karbon dioksit CO 2, metan CH 4, etanol İLE 2 N 5 O, sülfür hekzaflorid SF 6, asetilen İLE 2 N 2. Bu moleküllerin tümü aynı elektronları paylaşır ve bağları aynı şekilde doyurulur ve yönlendirilir (Şekil 4).
Biyologlar için çift ve üçlü bağların, tekli bağa kıyasla daha düşük kovalent atom yarıçapına sahip olması önemlidir.
Pirinç. 4. Cl2 molekülündeki kovalent bağ.
İyonik ve kovalent bağ türleri, mevcut birçok kimyasal bağ türünün iki uç örneğidir ve pratikte bağların çoğu orta düzeydedir.
Bir veya birinin zıt uçlarında bulunan iki elemanın bağlantıları farklı dönemler Mendeleev'in sistemleri ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur. Elementler bir periyotta birbirine yaklaştıkça bileşiklerinin iyonik yapısı azalır ve kovalent karakter artar. Örneğin, periyodik tablonun sol tarafındaki elementlerin halojenürleri ve oksitleri ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşturur ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) ve tablonun sağ tarafındaki elementlerin aynı bileşikleri kovalenttir ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glikoz C 6 H 12 Ç 6, etanol C 2 H 5 OH).
Kovalent bağın ise bir modifikasyonu daha vardır.
Çok atomlu iyonlarda ve karmaşık biyolojik moleküllerde her iki elektron da ancak bir atom. denir bağışçı elektron çifti. Bu elektron çiftini bir donörle paylaşan atoma denir. akseptör elektron çifti. Bu tip kovalent bağa denir koordinasyon (bağışçı-alıcı, veyadatif) iletişim(Şekil 5). Bu tür bir bağ, biyoloji ve tıp için çok önemlidir, çünkü metabolizma için en önemli olan d-elementlerin kimyası büyük ölçüde koordinasyon bağları ile tanımlanır.
İncir. 5.
Kural olarak, karmaşık bir bileşikte metal atomu, bir elektron çiftinin alıcısı olarak hareket eder; aksine iyonik ve kovalent bağlarda metal atomu bir elektron donörüdür.
Kovalent bağın özü ve çeşitliliği - koordinasyon bağı - GN tarafından önerilen başka bir asit ve baz teorisi yardımıyla açıklığa kavuşturulabilir. Lewis. Brønsted-Lowry teorisine göre "asit" ve "baz" terimlerinin anlamsal kavramını bir miktar genişletti. Lewis'in teorisi, karmaşık iyonların oluşumunun doğasını ve maddelerin nükleofilik ikame reaksiyonlarına, yani CS oluşumuna katılımını açıklar.
Lewis'e göre asit, bir bazdan bir elektron çifti alarak kovalent bağ oluşturabilen bir maddedir. Lewis bazı, elektron bağışlayarak Lewis asidi ile kovalent bir bağ oluşturan, yalnız elektron çiftine sahip bir maddedir.
Yani Lewis'in teorisi asit-baz reaksiyonlarının kapsamını protonların hiç katılmadığı reaksiyonlara kadar genişletiyor. Üstelik bu teoriye göre protonun kendisi de bir asittir çünkü bir elektron çiftini kabul edebilmektedir.
Dolayısıyla bu teoriye göre katyonlar Lewis asitleri, anyonlar ise Lewis bazlarıdır. Bir örnek aşağıdaki reaksiyonlar olabilir:
Yukarıda, kovalent moleküllerde metal atomlarından alıcı atomlara tam elektron transferi meydana gelmediğinden, maddelerin iyonik ve kovalent olarak bölünmesinin göreceli olduğu belirtilmişti. İyonik bağ içeren bileşiklerde her iyon Elektrik alanı zıt işaretli iyonlar karşılıklı olarak polarize olurlar ve kabukları deforme olur.
Polarize edilebilirlik iyonun elektronik yapısı, yükü ve boyutuna göre belirlenir; anyonlar için katyonlardan daha yüksektir. Katyonlar arasında en yüksek polarize edilebilirlik, daha büyük yüklü ve daha küçük boyutlu katyonlar içindir; örneğin, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Güçlü bir polarizasyon etkisine sahiptir N+ . İyon polarizasyonunun etkisi iki yönlü olduğundan oluşturdukları bileşiklerin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.
Üçüncü bağlantı türü isedipol-dipol bağlantı
Listelenen iletişim türlerine ek olarak dipol-dipol de vardır. moleküller arası etkileşimler olarak da adlandırılan van der Waals .
Bu etkileşimlerin gücü moleküllerin doğasına bağlıdır.
Üç tür etkileşim vardır: kalıcı dipol - kalıcı dipol ( dipol-dipol cazibe); kalıcı dipol - indüklenen dipol ( tümevarım cazibe); anlık dipol - indüklenen dipol ( dağıtıcı cazibe veya Londra kuvvetleri; pirinç. 6).
Pirinç. 6.
Yalnızca polar kovalent bağları olan moleküllerin dipol-dipol momenti vardır ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl) ve bağ gücü 1-2'dir Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 coulomb metre - C × m).
Biyokimyada başka bir tür bağlantı daha vardır: hidrojen sınırlayıcı bir durum olan bağlantı dipol-dipol cazibe. Bu bağ, bir hidrojen atomu ile küçük bir elektronegatif atom (çoğunlukla oksijen, flor ve nitrojen) arasındaki çekimle oluşur. Benzer elektronegatifliğe sahip büyük atomlarda (klor ve kükürt gibi) hidrojen bağı çok daha zayıftır. Hidrojen atomu önemli bir özelliğiyle diğerlerinden ayrılır: Bağ elektronları çekildiğinde çekirdeği (proton) açığa çıkar ve artık elektronlar tarafından korunmaz.
Bu nedenle atom büyük bir dipole dönüşür.
Van der Waals bağından farklı olarak bir hidrojen bağı yalnızca moleküller arası etkileşimler sırasında değil aynı zamanda bir molekül içinde de oluşur. moleküliçi hidrojen bağı. Hidrojen bağları biyokimyada önemli bir rol oynar, örneğin proteinlerin yapısını a-sarmal formunda stabilize etmek veya DNA'nın çift sarmalının oluşumu için (Şekil 7).
Şekil 7.
Hidrojen ve van der Waals bağları iyonik, kovalent ve koordinasyon bağlarından çok daha zayıftır. Moleküller arası bağların enerjisi tabloda gösterilmiştir. 1.
Tablo 1. Moleküller arası kuvvetlerin enerjisi
Not: Moleküller arası etkileşimlerin derecesi erime ve buharlaşma (kaynama) entalpisi ile yansıtılır. İyonik bileşikler, iyonları ayırmak için molekülleri ayırmaktan çok daha fazla enerji gerektirir. İyonik bileşiklerin erime entalpisi moleküler bileşiklerinkinden çok daha yüksektir.
Dördüncü bağlantı türü isemetal bağlantı
Son olarak başka bir tür moleküller arası bağ daha vardır: metal: metal bir kafesin pozitif iyonlarının serbest elektronlarla bağlantısı. Bu tür bir bağlantı biyolojik nesnelerde oluşmaz.
İtibaren kısa bir bakış bağ türleri, bir ayrıntı netleşiyor: bir metal atomunun veya iyonunun - bir elektron donörü ve bir atom - bir elektron alıcısının önemli bir parametresi, onun boyut.
Ayrıntılara girmeden, periyodik tablodaki gruplarda atom numaraları arttıkça atomların kovalent yarıçaplarının, metallerin iyonik yarıçaplarının ve etkileşen moleküllerin van der Waals yarıçaplarının arttığını not ediyoruz. Bu durumda iyon yarıçaplarının değerleri en küçük, van der Waals yarıçapları ise en büyüğüdür. Kural olarak, grupta aşağı doğru ilerledikçe hem kovalent hem de van der Waals olmak üzere tüm elementlerin yarıçapları artar.
Biyologlar ve doktorlar için en büyük öneme sahip olan Koordinasyon(bağışçı-alıcı) koordinasyon kimyası tarafından dikkate alınan bağlar.
Tıbbi biyoinorganikler. G.K. Baraşkov