Soy gazlar hariç tüm elementlerin dış kabukları TAMAMLANMAMIŞTIR ve kimyasal etkileşim sürecinde TAMAMLANMIŞTIR.

Dış elektron kabuklarının elektronları tarafından kimyasal bir bağ oluşturulur, ancak bu farklı şekillerde gerçekleştirilir.

Üç ana kimyasal bağ türü vardır:

Kovalent bağ ve çeşitleri: polar ve polar olmayan kovalent bağ;

İyonik bağ;

Metal bağlantı.

İyonik bağ

İyonik bir kimyasal bağ, katyonların anyonlara elektrostatik çekimi nedeniyle oluşan bir bağdır.

Birbirlerinden keskin bir şekilde farklı elektronegatiflik değerlerine sahip atomlar arasında iyonik bir bağ oluşur, bu nedenle bağı oluşturan elektron çifti, atomlardan birine karşı kuvvetli bir şekilde eğilim gösterir, böylece bu elementin atomuna ait olduğu düşünülebilir.

Elektronegatiflik, kimyasal elementlerin atomlarının kendilerinin ve diğer insanların elektronlarını çekme yeteneğidir.

İyonik bağın doğası, iyonik bileşiklerin yapısı ve özellikleri, kimyasal bağların elektrostatik teorisinin konumundan açıklanmaktadır.

Katyonların oluşumu: M 0 - n e - = M n+

Anyonların oluşumu: HeM 0 + n e - = HeM n-

Örneğin: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Metalik sodyum klorda yandığında, redoks reaksiyonunun bir sonucu olarak, güçlü elektropozitif element sodyumun katyonları ve güçlü elektronegatif element klorun anyonları oluşur.

Sonuç: Metal ve ametal atomlar arasında elektronegatiflik açısından büyük farklılık gösteren iyonik bir kimyasal bağ oluşur.

Örneğin: CaF2KCl Na20 MgBr2, vb.

Kovalent polar olmayan ve polar bağlar

Kovalent bağ, atomların ortak (aralarında paylaşılan) elektron çiftleri kullanılarak bağlanmasıdır.

Kovalent polar olmayan bağ

İki hidrojen atomundan bir hidrojen molekülünün oluşumu örneğini kullanarak kovalent polar olmayan bir bağın oluşumunu ele alalım. Bu süreç zaten tipik bir kimyasal reaksiyondur, çünkü bir maddeden (atomik hidrojen) diğeri moleküler hidrojen oluşur. Bu sürecin enerjik "faydasının" dış işareti, büyük miktarda ısının açığa çıkmasıdır.

Hidrojen atomlarının elektron kabukları (her atom için bir s-elektronu ile), "bizim" çekirdeğimiz veya "yabancı" olmasına bakılmaksızın, her iki elektronun da çekirdeğe "hizmet ettiği" ortak bir elektron bulutunda (moleküler yörünge) birleşir. Yeni elektron kabuğu, iki elektrondan oluşan inert gaz helyumunun tamamlanmış elektron kabuğuna benzer: 1s 2.

Uygulamada daha basit yöntemler kullanılmaktadır. Örneğin, Amerikalı kimyager J. Lewis 1916'da elektronların element sembollerinin yanında noktalarla belirtilmesini önerdi. Bir nokta bir elektronu temsil eder. Bu durumda atomlardan hidrojen molekülünün oluşumu şu şekilde yazılır:

İki klor atomunun (17 Cl) (nükleer yük Z = 17) iki atomlu bir moleküle bağlanmasını klorun elektron kabuklarının yapısı açısından ele alalım.

Klorun dış elektronik seviyesi s2 + p5 = 7 elektron içerir. Daha düşük seviyelerdeki elektronlar kimyasal etkileşimlerde yer almadığından, yalnızca dıştaki üçüncü seviyedeki elektronları noktalarla göstereceğiz. Bu dış elektronlar (7 adet), üç elektron çifti ve bir eşlenmemiş elektron şeklinde düzenlenebilir.

İki atomun eşleşmemiş elektronları bir molekülde birleştirildikten sonra yeni bir elektron çifti elde edilir:

Bu durumda, klor atomlarının her biri kendisini bir OCTET elektronuyla çevrelenmiş halde bulur. Bu, klor atomlarından herhangi birinin daire içine alınmasıyla kolayca görülebilir.

Kovalent bir bağ yalnızca atomlar arasında bulunan bir çift elektron tarafından oluşturulur. Buna bölünmüş çift denir. Kalan elektron çiftlerine yalnız çiftler denir. Kabukları doldururlar ve bağlanmada rol almazlar.

Atomlar, soy elementlerin atomlarının tam elektronik konfigürasyonuna benzer bir elektronik konfigürasyon elde etmek için yeterli elektronu paylaşarak kimyasal bağlar oluşturur.

Lewis teorisine ve oktet kuralına göre, atomlar arasındaki iletişim mutlaka bir tane tarafından değil, sekizli kuralı gerektiriyorsa iki veya hatta üç bölünmüş çift tarafından gerçekleştirilebilir. Bu tür bağlara ikili ve üçlü bağlar denir.

Örneğin, oksijen, yalnızca atomlar arasına iki paylaşılan çift yerleştirildiğinde, her atomdan bir oktet elektron içeren iki atomlu bir molekül oluşturabilir:

Azot atomları da (son kabukta 2s 2 2p 3) iki atomlu bir moleküle bağlanır, ancak bir elektron oktetini organize etmek için kendi aralarında üç paylaşılan çift düzenlemeleri gerekir:

Sonuç: Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında, yani aynı kimyasal elementin (bir metal olmayan) atomları arasında kovalent polar olmayan bir bağ meydana gelir.

Örneğin: H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br2 moleküllerinde kovalent polar olmayan bir bağdır.

Kovalent bağ

Polar kovalent bağ, saf kovalent bağ ile iyonik bağ arasında bir ara maddedir. Tıpkı iyonik gibi, yalnızca farklı türdeki iki atom arasında ortaya çıkabilir.

Örnek olarak hidrojen (Z = 1) ve oksijen (Z = 8) atomları arasındaki reaksiyonda suyun oluşumunu düşünün. Bunu yapmak için öncelikle hidrojenin (1s 1) ve oksijenin (...2s 2 2p 4) dış kabuklarının elektronik formüllerini yazmak uygundur.

Bunun için bir oksijen atomu başına tam olarak iki hidrojen atomu almanın gerekli olduğu ortaya çıktı. Ancak doğa öyledir ki, oksijen atomunun alıcı özellikleri hidrojen atomununkinden daha yüksektir (bunun nedenleri biraz sonra tartışılacaktır). Bu nedenle, Lewis formülündeki su için bağlanan elektron çiftleri, oksijen atomunun çekirdeğine doğru hafifçe kaydırılır. Bir su molekülündeki bağ polar kovalenttir ve atomlarda kısmi pozitif ve negatif yükler görülür.

Sonuç: Farklı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında, yani farklı kimyasal elementlerin (metal olmayan) atomları arasında kovalent bir polar bağ oluşur.

Örneğin: HCl, H2S, NH3, P205, CH4 moleküllerinde - kovalent bir polar bağ.

Yapısal formüller

Şu anda, atomlar arasındaki elektron çiftlerini (yani kimyasal bağları) çizgilerle göstermek gelenekseldir.Her çizgi, paylaşılan bir elektron çiftidir. Bu durumda bize zaten tanıdık gelen moleküller şöyle görünür:

Atomlar arasında tire bulunan formüllere yapısal formüller denir. Yalnız elektron çiftleri genellikle yapısal formüllerde gösterilmemektedir.

Yapısal formüller molekülleri tasvir etmek için çok iyidir: atomların birbirine nasıl, hangi sırayla, hangi bağlarla bağlandığını açıkça gösterirler.

Lewis formüllerindeki bir bağ elektron çifti, yapısal formüllerdeki bir çizgi ile aynıdır.

Çift ve üçlü bağların ortak bir adı vardır - çoklu bağlar. Azot molekülünün ayrıca üç bağ derecesine sahip olduğu söylenir. Bir oksijen molekülünde bağ sırası ikidir. Hidrojen ve klor moleküllerindeki bağ sırası aynıdır. Hidrojen ve klorun artık çoklu değil, basit bir bağı var.

Bağ sırası, iki bağlı atom arasındaki paylaşılan paylaşılan çiftlerin sayısıdır. Üçten yüksek bir bağlantı sırası oluşmaz.

Kimya şaşırtıcı ve kuşkusuz kafa karıştırıcı bir bilimdir. Bazı nedenlerden dolayı parlak deneylerle, renkli test tüpleriyle ve kalın buhar bulutlarıyla ilişkilendirilir. Ancak çok az insan bu "sihrin" nereden geldiğini düşünüyor. Aslında reaktanların atomları arasında bileşikler oluşmadan tek bir reaksiyon gerçekleşmez. Üstelik bu "atlayıcılar" bazen basit unsurlarda da bulunur. Maddelerin reaksiyona girme ve bazı fiziksel özelliklerini açıklama yeteneğini etkilerler.

Ne tür kimyasal bağlar vardır ve bunlar bileşikleri nasıl etkiler?

Teori

En basit şeylerden başlamamız gerekiyor. Kimyasal bağ, maddelerin atomlarının daha karmaşık maddeler oluşturmak üzere bir araya geldiği bir etkileşimdir. Bunun yalnızca tuzlar, asitler ve bazlar gibi bileşiklerin karakteristik özelliği olduğuna inanmak bir hatadır; molekülleri iki atomdan oluşan basit maddeler bile bu "köprülere" sahiptir, eğer bir bağın adı buysa. Bu arada, yalnızca farklı yüklere sahip atomların birleşebileceğini hatırlamak önemlidir (bu fiziğin temelidir: eşit yüklü parçacıklar iter ve zıt olanlar çeker), bu nedenle karmaşık maddelerde her zaman bir katyon (bir iyon) olacaktır. pozitif bir yük) ve bir anyon (negatif bir parçacık) ve bağlantının kendisi her zaman nötr olacaktır.

Şimdi kimyasal bir bağ oluşumunun nasıl gerçekleştiğini anlamaya çalışalım.

Eğitim mekanizması

Herhangi bir maddenin enerji katmanlarına dağılmış belirli sayıda elektronu vardır. En savunmasız olanı, genellikle bu parçacıkların en az miktarını içeren dış katmandır. Kimyasal elementin bulunduğu grup numarasına (periyodik tablonun üst kısmında birden sekize kadar sayıların bulunduğu çizgi) ve enerji katmanlarının sayısının periyot numarasına eşit olduğuna bakarak sayılarını öğrenebilirsiniz ( birden yediye kadar öğelerin solundaki dikey çizgi).

İdeal durumda dış enerji katmanında sekiz elektron bulunur. Yeterli sayıda yoksa atom onları başka bir parçacıktan yakalamaya çalışır. Maddelerin kimyasal bağlarının oluştuğu dış enerji katmanını tamamlamak için gerekli elektronların seçilmesi sürecindedir. Sayıları değişebilir ve değerlik veya eşleşmemiş parçacıkların sayısına bağlıdır (bir atomda kaç tane olduğunu bulmak için elektronik formülünü oluşturmanız gerekir). Çifti olmayan elektronların sayısı oluşan bağların sayısına eşit olacaktır.

Türler hakkında biraz daha

Reaksiyonlar sırasında veya bir maddenin molekülünde oluşan kimyasal bağların türleri tamamen elementin kendisine bağlıdır. Atomlar arasında üç tür “köprü” vardır: iyonik, metalik ve kovalent. İkincisi ise kutupsal ve kutupsal olmayan olarak ikiye ayrılır.

Atomların hangi bağ ile bağlandığını anlamak için bir tür kural kullanırlar: eğer elementler tablonun sağ ve sol taraflarındaysa (yani, bunlar bir metal ve bir metal olmayan, örneğin NaCl ise), o zaman bunların bağlantısı iyonik bağın mükemmel bir örneğidir. İki ametal kovalent bir polar bağ (HCl) oluşturur ve aynı maddenin iki atomu bir molekül halinde birleşerek kovalent polar olmayan bir bağ (Cl 2, O 2) oluşturur. Yukarıdaki kimyasal bağ türleri metallerden oluşan maddeler için uygun değildir - burada yalnızca metalik bağlar bulunur.

Kovalent etkileşim

Daha önce de belirtildiği gibi kimyasal bağ türlerinin maddeler üzerinde belirli bir etkisi vardır. Örneğin, kovalent bir "köprü" çok kararsızdır, bu nedenle onunla olan bağlantılar, örneğin ısıtma gibi en ufak bir dış etkiyle kolayca yok edilir. Doğru, bu yalnızca moleküler maddeler için geçerlidir. Moleküler olmayan bir yapıya sahip olanlar pratik olarak yok edilemez (ideal bir örnek, bir elmas kristalidir - karbon atomlarının bir kombinasyonu).

Polar ve polar olmayan kovalent bağlara dönelim. Polar olmayan durumda her şey basittir - aralarında bir "köprü" oluşturulan elektronlar atomlara eşit mesafededir. Ancak ikinci durumda unsurlardan birine kaydırılırlar. Halat çekme yarışında kazanan, elektronegatifliği (elektronları çekme yeteneği) daha yüksek olan madde olacaktır. Özel tablolar kullanılarak belirlenir ve iki unsur arasındaki bu değerdeki fark ne kadar büyük olursa, aralarındaki ilişki de o kadar kutupsal olacaktır. Doğru, elementlerin elektronegatifliği bilgisinin faydalı olabileceği tek şey, bir katyonun (pozitif yük - bu değerin daha küçük olacağı bir madde) ve bir anyonun (daha iyi çekme kabiliyetine sahip negatif bir parçacık) belirlenmesidir. elektronlar).

İyonik bağ

Her tür kimyasal bağ, bir metali ve metal olmayanı birleştirmek için uygun değildir. Yukarıda bahsedildiği gibi, elementlerin elektronegatifliklerindeki fark çok büyükse (ve tablonun zıt kısımlarında bulunduklarında durum budur), aralarında iyonik bir bağ oluşur. Bu durumda değerlik elektronları, elektronegatifliği daha düşük olan bir atomdan daha yüksek olan bir atoma hareket ederek bir anyon ve bir katyon oluşturur. Böyle bir bağın en çarpıcı örneği, bir halojen ile bir metalin, örneğin AlCl2 veya HF'nin bağlanmasıdır.

Metal bağlantı

Metallerle daha da kolay. Yukarıdaki kimyasal bağ türleri onlara yabancıdır çünkü kendilerine aitlerdir. Aynı maddenin hem atomlarını (Li 2) hem de farklı atomları (AlCr 2) bağlayabilir, ikinci durumda alaşımlar oluşur. Fiziksel özelliklerden bahsedersek, metaller plastisite ve mukavemeti birleştirir, yani en ufak bir darbede çökmezler, sadece şekil değiştirirler.

Moleküller arası bağ

Bu arada moleküllerde kimyasal bağlar da mevcuttur. Bunlara moleküller arası denir. En yaygın tür, bir hidrojen atomunun yüksek elektronegatifliğe sahip bir elementten (örneğin bir su molekülü) elektronları ödünç aldığı hidrojen bağıdır.

Kimyasal bağlara ilişkin birleşik bir teori yoktur; kimyasal bağlar geleneksel olarak kovalent (evrensel bir bağ türü), iyonik (kovalent bağın özel bir durumu), metalik ve hidrojen olarak ikiye ayrılır.

Kovalent bağ

Kovalent bir bağın oluşumu üç mekanizma ile mümkündür: değişim, verici-alıcı ve datif (Lewis).

Buna göre metabolik mekanizma Ortak elektron çiftlerinin paylaşılması nedeniyle kovalent bir bağın oluşumu meydana gelir. Bu durumda her atom bir inert gaz kabuğu edinme eğilimindedir; Tamamlanmış bir dış enerji seviyesi elde edin. Değişim tipine göre bir kimyasal bağın oluşumu, bir atomun her değerlik elektronunun noktalarla temsil edildiği Lewis formülleri kullanılarak gösterilmektedir (Şekil 1).

Pirinç. 1 HCl molekülünde değişim mekanizmasıyla kovalent bağ oluşumu

Atomik yapı teorisinin ve kuantum mekaniğinin gelişmesiyle birlikte kovalent bir bağın oluşumu, elektronik yörüngelerin örtüşmesi olarak temsil edilir (Şekil 2).

Pirinç. 2. Elektron bulutlarının örtüşmesi nedeniyle kovalent bağ oluşumu

Atomik yörüngelerin örtüşmesi ne kadar büyük olursa, bağ o kadar güçlü, bağ uzunluğu o kadar kısa ve bağ enerjisi o kadar büyük olur. Farklı yörüngelerin üst üste gelmesiyle kovalent bir bağ oluşturulabilir. S-s, s-p yörüngelerinin yanı sıra d-d, p-p, d-p yörüngelerinin yan loblarla örtüşmesi sonucunda bağ oluşumu meydana gelir. 2 atomun çekirdeklerini birleştiren çizgiye dik bir bağ oluşur. Bir ve bir bağ, alkenler, alkadienler vb. sınıfındaki organik maddelerin özelliği olan çoklu (çift) kovalent bağ oluşturma kapasitesine sahiptir. Bir ve iki bağ, sınıftaki organik maddelerin özelliği olan çoklu (üçlü) bir kovalent bağ oluşturur. alkinler (asetilenler).

Kovalent bağ oluşumu bağışçı-alıcı mekanizması Amonyum katyonu örneğine bakalım:

NH3 + H + = NH4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Azot atomunun serbest bir yalnız elektron çifti (molekül içindeki kimyasal bağların oluşumunda yer almayan elektronlar) vardır ve hidrojen katyonunun serbest bir yörüngesi vardır, dolayısıyla bunlar sırasıyla bir elektron verici ve alıcıdır.

Bir klor molekülü örneğini kullanarak kovalent bağ oluşumunun datif mekanizmasını ele alalım.

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

Klor atomunun hem serbest yalnız bir elektron çifti hem de boş yörüngeleri vardır, bu nedenle hem verici hem de alıcı özelliklerini sergileyebilir. Bu nedenle, bir klor molekülü oluştuğunda, bir klor atomu verici, diğeri alıcı olarak hareket eder.

Ana kovalent bağın özelliklerişunlardır: doygunluk (doymuş bağlar, bir atom kendisine değerlik kapasitesinin izin verdiği kadar çok elektron bağladığında oluşur; doymamış bağlar, bağlanan elektronların sayısı atomun değerlik kapasitesinden az olduğunda oluşur); yönlülük (bu değer molekülün geometrisi ve “bağ açısı” kavramı - bağlar arasındaki açı ile ilgilidir).

İyonik bağ

Saf iyonik bağa sahip hiçbir bileşik yoktur, ancak bu, toplam elektron yoğunluğunun daha elektronegatif bir elementin atomuna tamamen aktarıldığı zaman atomun kararlı bir elektronik ortamının yaratıldığı, atomların kimyasal olarak bağlı bir durumu olarak anlaşılmaktadır. İyonik bağlanma yalnızca zıt yüklü iyonlar - katyonlar ve anyonlar durumunda olan elektronegatif ve elektropozitif elementlerin atomları arasında mümkündür.

TANIM

İyon Bir atomdan bir elektronun çıkarılması veya eklenmesiyle oluşan elektrik yüklü parçacıklardır.

Bir elektronu aktarırken metal ve ametal atomları, çekirdeklerinin etrafında kararlı bir elektron kabuğu konfigürasyonu oluşturma eğilimindedir. Metal olmayan bir atom, çekirdeğinin etrafında sonraki inert gazın bir kabuğunu oluşturur ve bir metal atomu, önceki inert gazın bir kabuğunu oluşturur (Şekil 3).

Pirinç. 3. Sodyum klorür molekülü örneğini kullanarak iyonik bir bağın oluşumu

İyonik bağların saf halde bulunduğu moleküller, maddenin buhar halinde bulunur. İyonik bağ çok güçlüdür ve bu nedenle bu bağa sahip maddelerin erime noktası yüksektir. Kovalent bağlardan farklı olarak iyonik bağlar, yön ve doygunluk ile karakterize edilmez, çünkü iyonların yarattığı elektrik alanı, küresel simetri nedeniyle tüm iyonlara eşit şekilde etki eder.

Metal bağlantı

Metalik bağ yalnızca metallerde gerçekleşir; bu, metal atomlarını tek bir kafeste tutan etkileşimdir. Bir bağ oluşumuna yalnızca tüm hacmine ait metal atomlarının değerlik elektronları katılır. Metallerde elektronlar sürekli olarak atomlardan sıyrılır ve metalin tüm kütlesi boyunca hareket eder. Elektronlardan yoksun kalan metal atomları, hareketli elektronları kabul etme eğiliminde olan pozitif yüklü iyonlara dönüşür. Bu sürekli süreç, metalin içinde tüm metal atomlarını sıkı bir şekilde birbirine bağlayan "elektron gazı" adı verilen şeyi oluşturur (Şekil 4).

Metalik bağ güçlüdür, bu nedenle metaller yüksek bir erime noktasına sahiptir ve "elektron gazının" varlığı metallere işlenebilirlik ve süneklik kazandırır.

Hidrojen bağı

Hidrojen bağı spesifik bir moleküller arası etkileşimdir, çünkü oluşumu ve gücü, maddenin kimyasal yapısına bağlıdır. Bir hidrojen atomunun yüksek elektronegatifliğe sahip bir atoma (O, N, S) bağlandığı moleküller arasında oluşur. Bir hidrojen bağının oluşması iki nedene bağlıdır: birincisi, elektronegatif bir atomla ilişkili hidrojen atomunun elektronları yoktur ve diğer atomların elektron bulutlarına kolayca dahil edilebilir; ikincisi, bir değerlik s-orbitaline sahiptir. Hidrojen atomu, elektronegatif bir atomun yalnız bir çift elektronunu kabul edebilir ve verici-alıcı mekanizması yoluyla onunla bir bağ oluşturabilir.

Periyodik tabloda yer alan şu anda bilinen tüm kimyasal elementler iki büyük gruba ayrılır: metaller ve metal olmayanlar. Bunların sadece element değil, bileşik, kimyasal madde haline gelebilmeleri ve birbirleriyle etkileşime girebilmeleri için basit ve karmaşık maddeler halinde var olmaları gerekir.

Bu nedenle bazı elektronlar kabul etmeye çalışırken bazıları vermeye çalışır. Elementler bu şekilde birbirlerini yenileyerek çeşitli kimyasal molekülleri oluştururlar. Peki onları bir arada tutan şey nedir? Neden en ciddi aletlerin bile yok edilemeyeceği kadar güçlü maddeler var? Diğerleri ise tam tersine en ufak bir darbeyle yok olur. Bütün bunlar, moleküllerdeki atomlar arasında çeşitli türde kimyasal bağların oluşması, belirli bir yapının kristal kafesinin oluşması ile açıklanmaktadır.

Bileşiklerdeki kimyasal bağ türleri

Toplamda 4 ana tip kimyasal bağ vardır.

1. Kovalent polar olmayan. Elektronların paylaşılması, ortak elektron çiftlerinin oluşması nedeniyle iki özdeş metal olmayan arasında oluşur. Değerlik eşleşmemiş parçacıklar oluşumunda rol alır. Örnekler: halojenler, oksijen, hidrojen, nitrojen, kükürt, fosfor.
2. Kovalent polar. İki farklı ametal arasında veya çok zayıf özelliklere sahip bir metal ile elektronegatifliği zayıf bir ametal arasında oluşur. Aynı zamanda ortak elektron çiftlerinin, elektron ilgisi daha yüksek olan atom tarafından kendine doğru çekilmesi esasına dayanır. Örnekler: NH3, SiC, P205 ve diğerleri.
3. Hidrojen bağı. En kararsız ve en zayıf olanı, bir molekülün yüksek elektronegatif atomu ile diğerinin pozitif atomu arasında oluşur. Çoğu zaman bu, maddeler suda (alkol, amonyak vb.) Çözüldüğünde olur. Bu bağlantı sayesinde proteinlerin, nükleik asitlerin, karmaşık karbonhidratların vb. makromolekülleri var olabilir.
4. İyonik bağ. Farklı yüklü metal ve metal olmayan iyonların elektrostatik çekim kuvvetleri nedeniyle oluşur. Bu göstergedeki fark ne kadar güçlü olursa, etkileşimin iyonik doğası o kadar net ifade edilir. Bileşik örnekleri: ikili tuzlar, karmaşık bileşikler - bazlar, tuzlar.
5. Oluşum mekanizması ve özellikleri daha ayrıntılı olarak tartışılacak olan metal bir bağ. Metallerden ve bunların çeşitli türdeki alaşımlarından oluşur.

Kimyasal bağın birliği diye bir şey vardır. Sadece her kimyasal bağı standart olarak kabul etmenin imkansız olduğunu söylüyor. Hepsi sadece geleneksel olarak belirlenmiş birimlerdir. Sonuçta, tüm etkileşimler tek bir prensibe dayanmaktadır: elektron-statik etkileşim. Bu nedenle iyonik, metalik, kovalent ve hidrojen bağları aynı kimyasal yapıya sahiptir ve yalnızca birbirlerinin sınır durumlarıdır.

Metaller ve fiziksel özellikleri

Metaller tüm kimyasal elementlerin ezici çoğunluğunda bulunur. Bu onların özel özelliklerinden kaynaklanmaktadır. Bunların önemli bir kısmı insanlar tarafından laboratuvar koşullarında nükleer reaksiyonlarla elde edildi; yarılanma ömrü kısa olan radyoaktif maddelerdir.

Ancak bunların çoğunluğu, tüm kayaları ve cevherleri oluşturan ve en önemli bileşiklerin parçası olan doğal elementlerdir. İnsanlar alaşım dökmeyi ve birçok güzel ve önemli ürün yapmayı onlardan öğrendiler. Bunlar bakır, demir, alüminyum, gümüş, altın, krom, manganez, nikel, çinko, kurşun ve diğerleridir.

Tüm metaller için, metalik bir bağın oluşmasıyla açıklanan ortak fiziksel özellikler tanımlanabilir. Bu özellikler nelerdir?

1. Dövülebilirlik ve süneklik. Birçok metalin folyo (altın, alüminyum) durumuna kadar haddelenebildiği bilinmektedir. Diğerleri tel, esnek metal levhalar ve fiziksel darbe sırasında deforme olabilen, ancak durduktan sonra hemen şeklini geri kazanabilen ürünler üretiyor. Dövülebilirlik ve süneklik olarak adlandırılan metallerin bu nitelikleridir. Bu özelliğin nedeni bağlantının metal tipidir. Kristal içindeki iyonlar ve elektronlar birbirlerine göre kırılmadan kayarlar, bu da tüm yapının bütünlüğünün korunmasına olanak sağlar.
2. Metalik parlaklık. Ayrıca metalik bağı, oluşum mekanizmasını, karakteristiklerini ve özelliklerini de açıklar. Bu nedenle, tüm parçacıklar aynı dalga boyundaki ışık dalgalarını absorbe edemez veya yansıtamaz. Çoğu metalin atomları kısa dalga ışınlarını yansıtır ve hemen hemen aynı gümüş, beyaz ve soluk mavimsi renk tonunu elde eder. İstisnalar bakır ve altındır, renkleri sırasıyla kırmızı-kırmızı ve sarıdır. Daha uzun dalga boyundaki radyasyonu yansıtabilirler.
3. Isı ve elektrik iletkenliği. Bu özellikler aynı zamanda kristal kafesin yapısı ve oluşumunda metalik tipte bağın gerçekleşmesi ile de açıklanmaktadır. Kristalin içinde hareket eden “elektron gazı” nedeniyle elektrik akımı ve ısı, tüm atomlar ve iyonlar arasında anında ve eşit bir şekilde dağıtılır ve metal boyunca iletilir.
4. Normal koşullar altında katı toplanma durumu. Buradaki tek istisna cıvadır. Diğer tüm metaller mutlaka güçlü, katı bileşikler ve bunların alaşımlarıdır. Bu aynı zamanda metallerde mevcut olan metalik bağın bir sonucudur. Bu tip parçacık bağlanmasının oluşma mekanizması, özellikleri tamamen doğrulamaktadır.

Bunlar, metalik bir bağın oluşum şemasıyla tam olarak açıklanan ve belirlenen metallerin temel fiziksel özellikleridir. Atomları bağlamanın bu yöntemi özellikle metal elementler ve bunların alaşımları için geçerlidir. Yani onlar için katı ve sıvı haldedir.

Metal tipi kimyasal bağ

Özelliği nedir? Mesele şu ki, böyle bir bağ, farklı yüklü iyonlardan ve bunların elektrostatik çekimlerinden veya elektronegatiflikteki farklılıktan ve serbest elektron çiftlerinin varlığından kaynaklanmamaktadır. Yani iyonik, metalik, kovalent bağlar biraz farklı doğaya ve bağlanan parçacıkların ayırt edici özelliklerine sahiptir.

Tüm metaller aşağıdaki özelliklere sahiptir:

• başına az sayıda elektron (6,7 ve 8 olabilecek bazı istisnalar hariç);
• büyük atom yarıçapı;
• düşük iyonlaşma enerjisi.

Bütün bunlar, dıştaki eşleşmemiş elektronların çekirdekten kolayca ayrılmasına katkıda bulunur. Aynı zamanda atomun çok sayıda serbest yörüngesi vardır. Metalik bir bağın oluşumunun diyagramı, farklı atomlardan oluşan çok sayıda yörünge hücresinin birbiriyle örtüşmesini tam olarak gösterecektir, bu da sonuç olarak ortak bir kristal içi boşluk oluşturur. Kafesin farklı kısımlarında serbestçe dolaşmaya başlayan her atomdan elektronlar ona beslenir. Periyodik olarak her biri kristalin bir yerindeki bir iyona bağlanır ve onu bir atoma dönüştürür, sonra tekrar ayrılarak bir iyon oluşturur.

Dolayısıyla metalik bir bağ, ortak bir metal kristalindeki atomlar, iyonlar ve serbest elektronlar arasındaki bağdır. Bir yapı içinde serbestçe hareket eden elektron bulutuna “elektron gazı” denir. Çoğu metali ve alaşımlarını açıklayan şey budur.

Bir metal kimyasal bağı tam olarak nasıl kendini gerçekleştirir? Çeşitli örnekler verilebilir. Bir parça lityum üzerinde bakmaya çalışalım. Bir bezelye tanesi kadar alsanız bile binlerce atom olacaktır. Öyleyse bu binlerce atomun her birinin tek değerlik elektronunu ortak kristal uzaya bıraktığını hayal edelim. Aynı zamanda belirli bir elementin elektronik yapısını bilerek boş yörüngelerin sayısını da görebilirsiniz. Lityum bunlardan 3 tanesine sahip olacak (ikinci enerji seviyesinin p-orbitalleri). On binlerce atomdan her biri için üç tane - bu, kristalin içindeki "elektron gazının" serbestçe hareket ettiği ortak alandır.

Metal bağı olan bir madde her zaman güçlüdür. Sonuçta, elektron gazı kristalin çökmesine izin vermez, yalnızca katmanları yerinden çıkarır ve onları hemen geri yükler. Parlar, belirli bir yoğunluğa (genellikle yüksek), eriyebilirliğe, işlenebilirliğe ve plastisiteye sahiptir.

Metal yapıştırma başka nerede satılıyor? Madde örnekleri:

• basit yapılar formundaki metaller;
• tüm metal alaşımları birbiriyle;
• sıvı ve katı haldeki tüm metaller ve bunların alaşımları.

Periyodik tabloda 80'den fazla metal bulunduğundan, inanılmaz sayıda spesifik örnek var!

Metal bağı: oluşum mekanizması

Genel hatlarıyla ele alırsak, yukarıda ana hatlarıyla belirtmiştik. Serbest elektronların varlığı ve düşük iyonlaşma enerjisi nedeniyle çekirdekten kolaylıkla ayrılan elektronlar bu tür bağların oluşmasının ana koşullarıdır. Böylece aşağıdaki parçacıklar arasında gerçekleştiği ortaya çıkıyor:

• kristal kafesin bölgelerindeki atomlar;
• metaldeki değerlik elektronları olan serbest elektronlar;
• kristal kafesin bölgelerindeki iyonlar.

Sonuç metal bir bağdır. Oluşum mekanizması genel olarak aşağıdaki gösterimle ifade edilir: Me 0 - e - ↔ Men n+. Diyagramdan metal kristalinde hangi parçacıkların mevcut olduğu açıktır.

Kristallerin kendileri farklı şekillere sahip olabilir. Bu, uğraştığımız spesifik maddeye bağlıdır.

Metal kristal türleri

Bir metalin veya alaşımının bu yapısı, parçacıkların çok yoğun bir şekilde paketlenmesiyle karakterize edilir. Kristal düğümlerdeki iyonlar tarafından sağlanır. Kafeslerin kendisi uzayda farklı geometrik şekillere sahip olabilir.

1. Vücut merkezli kübik kafes - alkali metaller.
2. Altıgen kompakt yapı - baryum hariç tüm alkali topraklar.
3. Yüz merkezli kübik - alüminyum, bakır, çinko, birçok geçiş metali.
4. Merkür eşkenar dörtgen bir yapıya sahiptir.
5. Dörtgen - indiyum.

Periyodik sistemde ne kadar aşağıda ve aşağıda bulunursa, kristalin paketlenmesi ve mekansal organizasyonu o kadar karmaşık olur. Bu durumda kristalin yapısında mevcut her metal için örnekleri verilebilecek metalik kimyasal bağ belirleyicidir. Alaşımların uzayda çok çeşitli organizasyonları vardır ve bunların bazıları henüz tam olarak incelenmemiştir.

İletişim özellikleri: yönsüz

Kovalent ve metalik bağların çok belirgin bir ayırt edici özelliği vardır. İlkinden farklı olarak metalik bağ yönlü değildir. Bu ne anlama geliyor? Yani, kristalin içindeki elektron bulutu, sınırları içinde farklı yönlerde tamamen serbestçe hareket eder, her elektron, yapının düğümlerindeki kesinlikle herhangi bir iyona bağlanabilme yeteneğine sahiptir. Yani etkileşim farklı yönlerde gerçekleştirilir. Bu nedenle metalik bağın yönsüz olduğunu söylüyorlar.

Kovalent bağlanma mekanizması, paylaşılan elektron çiftlerinin, yani üst üste binen atom bulutlarının oluşumunu içerir. Üstelik kesinlikle merkezlerini birbirine bağlayan belirli bir çizgi boyunca gerçekleşir. Dolayısıyla böyle bir bağlantının yönünden bahsediyorlar.

Doygunluk

Bu özellik, atomların diğerleriyle sınırlı veya sınırsız etkileşime girme yeteneğini yansıtır. Dolayısıyla kovalent ve metalik bağlar bu göstergeye göre yine zıttır.

Birincisi doyurulabilir. Oluşumunda yer alan atomlar, bileşiğin oluşumunda doğrudan rol oynayan, kesin olarak tanımlanmış sayıda değerlik dış elektronuna sahiptir. Sahip olduğundan daha fazla elektrona sahip olmayacaktır. Bu nedenle oluşan bağların sayısı değerlik ile sınırlıdır. Dolayısıyla bağlantının doygunluğu. Bu özelliği nedeniyle çoğu bileşik sabit bir kimyasal bileşime sahiptir.

Metalik ve hidrojen bağları ise tam tersine doymamıştır. Bunun nedeni kristalin içinde çok sayıda serbest elektron ve yörüngenin bulunmasıdır. İyonlar ayrıca kristal kafesin bölgelerinde de rol oynar; bunların her biri, herhangi bir zamanda bir atom ve tekrar bir iyon haline gelebilir.

Metalik bağlanmanın bir başka özelliği de iç elektron bulutunun delokalizasyonudur. Az sayıda paylaşılan elektronun, metallerin birçok atom çekirdeğini birbirine bağlama yeteneğinde kendini gösterir. Yani yoğunluk, olduğu gibi, kristalin tüm parçaları arasında eşit olarak dağıtılmış, delokalize edilmiştir.

Metallerde bağ oluşumu örnekleri

Metalik bir bağın nasıl oluştuğunu gösteren birkaç spesifik seçeneğe bakalım. Madde örnekleri şunlardır:

• çinko;
• alüminyum;
• potasyum;
• krom.

Çinko atomları arasında metalik bir bağ oluşumu: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Çinko atomunun dört enerji seviyesi vardır. Elektronik yapıya göre 15 serbest yörüngeye sahiptir - 3'ü p-orbitallerinde, 5'i 4d'de ve 7'si 4f'de. Elektronik yapısı şu şekildedir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, atomda toplam 30 elektron vardır. Yani iki serbest değerlikli negatif parçacık, 15 geniş ve boş yörünge içinde hareket edebilir. Ve bu her atom için böyledir. Sonuç, boş yörüngelerden ve tüm yapıyı birbirine bağlayan az sayıda elektrondan oluşan devasa bir ortak alandır.

Alüminyum atomları arasındaki metalik bağ: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Bir alüminyum atomunun on üç elektronu, açıkça bolca sahip oldukları üç enerji seviyesinde bulunur. Elektronik yapı: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Serbest yörüngeler - 7 adet. Açıkçası, elektron bulutu kristaldeki toplam iç boş alanla karşılaştırıldığında küçük olacaktır.

Krom metal bağı. Bu element elektronik yapısı itibariyle özeldir. Aslında, sistemi stabilize etmek için elektron 4'lerden 3d yörüngesine düşer: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Altısı değerlik elektronu olmak üzere toplam 24 elektron vardır. Kimyasal bir bağ oluşturmak için ortak elektronik alana girenler onlardır. 15 serbest yörünge vardır ve bu sayı hâlâ doldurulması gerekenden çok daha fazladır. Bu nedenle krom aynı zamanda molekülde karşılık gelen bir bağa sahip bir metalin tipik bir örneğidir.

Sıradan suyla bile ateşle reaksiyona giren en aktif metallerden biri potasyumdur. Bu özellikleri açıklayan nedir? Yine birçok yönden - metal bağlantı türüyle. Bu elementin yalnızca 19 elektronu vardır, ancak bunlar 4 enerji seviyesinde bulunur. Yani, farklı alt seviyelerdeki 30 yörüngede. Elektronik yapı: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Sadece ikisi çok düşük iyonlaşma enerjisine sahip. Serbestçe ayrılıp ortak elektronik alana giriyorlar. Atom başına hareket için 22 yörünge vardır, yani “elektron gazı” için çok geniş bir boş alan vardır.

Diğer bağlantı türleriyle benzerlikler ve farklılıklar

Genel olarak bu konu yukarıda tartışılmıştır. Sadece genelleme yapılabilir ve bir sonuç çıkarılabilir. Metal kristalleri diğer tüm bağlantı türlerinden ayıran temel özellikler şunlardır:

• bağlanma sürecinde yer alan çeşitli parçacık türleri (atomlar, iyonlar veya atom iyonları, elektronlar);
• kristallerin farklı uzaysal geometrik yapıları.

Metalik bağların hidrojen ve iyonik bağların doymamışlığı ve yönsüzlüğü ile ortak noktaları vardır. Parçacıklar arasında kovalent polar - güçlü elektrostatik çekim vardır. İyonikten ayrı olarak - bir kristal kafesin (iyonlar) düğümlerindeki bir tür parçacık. Kristalin düğümlerinde kovalent polar olmayan atomlar bulunur.

Farklı toplanma durumlarındaki metallerdeki bağ türleri

Yukarıda belirttiğimiz gibi, makalede örnekleri verilen metalik bir kimyasal bağ, metallerin ve alaşımlarının iki agregasyon durumunda oluşur: katı ve sıvı.

Soru ortaya çıkıyor: metal buharlarında ne tür bir bağ var? Cevap: kovalent polar ve polar olmayan. Gaz halindeki tüm bileşiklerde olduğu gibi. Yani metal uzun süre ısıtılıp katı durumdan sıvı duruma geçtiğinde bağlar kopmaz ve kristal yapı korunur. Ancak sıvının buhar haline aktarılması söz konusu olduğunda kristal yok edilir ve metalik bağ kovalent bağa dönüştürülür.

164039 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'in " 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 (NaCl) molekülündeki iyonik bağ

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.

Bu nedenle, iyonik bir bağın karakteristik bir özelliği, bağlanan elektronların çekirdeklerden birine tam hareketidir. 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.

Periyodik sistemin aynı veya farklı periyotlarının zıt uçlarında bulunan iki elementin bileşikleri 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 yalnızca 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 bağa sahip bileşiklerde her iyon, zıt işaretli iyonların elektrik alanında olduğundan karşılıklı olarak polarize olur 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 de denir 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.

Bağ türlerinin kısa bir incelemesinden bir ayrıntı netleşir: Bir metal atomunun veya iyonunun (bir elektron vericisi) ve bir atomun (elektron alıcısı) önemli bir parametresi, onun boyut.

Ayrıntılara girmeden, periyodik sistemin gruplarında atom sayıları 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