kovalent bağ qeyri-metalların qarşılıqlı təsiri nəticəsində əmələ gəlir. Qeyri-metalların atomları yüksək elektronmənfiliyə malikdir və xarici elektronların hesabına xarici elektron təbəqəsini doldurmağa meyllidirlər. İki belə atom elektronlarını birləşdirsə, sabit vəziyyətə gedə bilər .

Bir kovalent bağın meydana gəlməsini nəzərdən keçirək sadə maddələr.

1.Hidrogen molekulunun əmələ gəlməsi.

Hər atom hidrogen bir elektrona malikdir. Stabil vəziyyətə çatmaq üçün daha bir elektron lazımdır.

İki atom bir-birinə yaxınlaşdıqda elektron buludları üst-üstə düşür. Hidrogen atomlarını bir molekula bağlayan ortaq elektron cütü yaranır.

İki nüvə arasındakı boşluqda ümumi elektronlar digər yerlərə nisbətən daha çox olur. ilə bir sahə meydana gəlir artan elektron sıxlığı və mənfi yük. Müsbət yüklü nüvələr ona çəkilir və molekul əmələ gəlir.

Bu zaman hər bir atom tamamlanmış iki elektron xarici səviyyəni alır və sabit vəziyyətə keçir.

Bir ortaq elektron cütünün əmələ gəlməsi nəticəsində yaranan kovalent bağa tək deyilir.

Ortaq elektron cütləri (kovalent bağlar) səbəbiylə əmələ gəlir qoşalaşmamış elektronlar, qarşılıqlı təsir edən atomların xarici enerji səviyyələrində yerləşir.

Hidrogenin bir qoşalaşmamış elektronu var. Digər elementlər üçün onların sayı 8 - qrup nömrəsidir.

qeyri-metallar VII Qrupların (halogenlərin) xarici təbəqədə bir qoşalaşmamış elektronu var.

Qeyri-metallar VI AMMA qruplar (oksigen, kükürd) iki belə elektron var.

Qeyri-metallar V Və qruplar (azot, fosfor) - üç cütləşməmiş elektron.

2.Flüor molekulunun əmələ gəlməsi.

Atom flüor Xarici səviyyədə yeddi elektron var. Onlardan altısı cüt, yeddincisi isə qoşalaşmamış olur.

Atomlar birləşdikdə bir ümumi elektron cütü yaranır, yəni bir kovalent rabitə yaranır. Hər bir atom tamamlanmış səkkiz elektronlu xarici təbəqəni alır. Flüor molekulundakı bağ da təkdir. Eyni tək bağlar molekullarda mövcuddur xlor, brom və yod .

Əgər atomlarda bir neçə qoşalaşmamış elektron varsa, onda iki və ya üç ümumi cüt əmələ gəlir.

3.Oksigen molekulunun əmələ gəlməsi.

Atomda oksigen xarici səviyyədə iki qoşalaşmamış elektron var.

İki atom qarşılıqlı əlaqədə olduqda oksigen iki ümumi elektron cütü var. Hər bir atom öz xarici səviyyəsini səkkiz elektronla doldurur. Oksigen molekulundakı bağ ikiqatdır.

1(1) sualına cavab.

Hidrogen və fosforun EO dəyərləri eyni olduğundan, PH 3 molekulundakı kimyəvi bağ kovalent qeyri-polyar olacaqdır.

2(2) sualına cavab.

I. a) S 2 molekulunda rabitə kovalent qeyri-qütbdür, çünki eyni elementin atomlarından əmələ gəlir. Bağlantının formalaşması sxemi aşağıdakı kimi olacaq:
Kükürd VI qrupun əsas alt qrupunun elementidir. Kükürd atomlarının xarici qabığında 6 elektron var. İki qoşalaşmamış elektron olacaq (8-6=2).
Xarici elektronları qeyd edək, onda kükürd molekulunun əmələ gəlmə sxemi belə görünəcək:

və ya S=S
b) K 2 O molekulunda rabitə iondur, çünki onu metal və qeyri-metal elementlərin atomları əmələ gətirir.
Kalium əsas yarımqrupun birinci qrupunun elementi, metaldır. Onun atomu üçün 1 elektron vermək, çatışmayan 7 elektronu qəbul etməkdən daha asandır:

2. Oksigen qeyri-metaldır, VI qrupun əsas alt qrupunun elementidir. Atomunun xarici səviyyədən 6 elektron verməkdənsə, xarici səviyyəni tamamlamaq üçün kifayət etməyən 2 elektron qəbul etməsi daha asandır:

Yaranan ionların yükləri arasında ən kiçik ümumi çoxluğu tapaq, 2(2.1)-ə bərabərdir. Kalium atomlarının 2 elektrondan imtina etməsi üçün 2 atom almalısınız ki, oksigen atomları 2 elektron qəbul edə bilsin, 1 atom götürməlisiniz, buna görə kalium oksidinin əmələ gəlməsi sxemi belə görünəcək:

c) H 2 S molekulunda rabitə kovalent qütbdür, çünki onu müxtəlif EO-lu elementlərin atomları əmələ gətirir. Kimyəvi bağın formalaşması sxemi aşağıdakı kimi olacaq:
Kükürd VI qrupun əsas alt qrupunun elementidir. Onun atomlarının xarici qabığında 6 elektron var. 2 qoşalaşmamış elektron olacaq (8-6=2).
Hidrogen 1-ci qrupun əsas alt qrupunun elementidir. Onun atomlarında hər bir xarici təbəqədə 1 elektron var. 1 elektron cütləşməmiş (bir hidrogen atomu üçün iki elektrod səviyyəsi tamamlanmışdır).
Kükürd və hidrogen atomlarının xarici elektronlarını müvafiq olaraq qeyd edək:

Bir hidrogen sulfid molekulunda ümumi elektron cütləri daha elektronmənfi atoma - kükürdün tərəfinə keçir:

1. a) N 2 molekulunda rabitə kovalent qeyri-qütbdür, çünki onu eyni elementin atomları əmələ gətirir. Bağlantının formalaşması sxemi aşağıdakı kimidir:
Azot V qrupunun əsas alt qrupunun elementidir. Onun atomlarının xarici qabığında 5 elektron var. Üç qoşalaşmamış elektron var (8 -5 \u003d Z).
Azot atomunun xarici elektronlarını nöqtələrlə işarə edək:

b) Li 3 H molekulunda rabitə iondur, çünki onu metal və qeyri-metal elementlərin atomları əmələ gətirir.
Litium I qrupun əsas alt qrupunun elementidir, metaldır. Onun atomu üçün 1 elektron vermək, çatışmayan 7 elektronu qəbul etməkdən daha asandır:

Azot V qrupunun əsas alt qrupunun elementi, qeyri-metaldır. Atomunun xarici səviyyəni tamamlamaq üçün kifayət etməyən 3 elektronu qəbul etməsi xarici səviyyədən beş elektron verməkdən daha asandır:

Yaranan ionların yükləri arasında ən kiçik ümumi çoxluğu tapaq, o, 3-ə bərabərdir (3: 1 = 3). Litium atomlarının 3 elektron verməsi üçün 3 atom, azot atomlarının 3 elektron qəbul edə bilməsi üçün yalnız bir atom lazımdır:

c) NCl 3 molekulunda rabitə kovalent qütbdür, çünki müxtəlif EC dəyərlərinə malik qeyri-metal elementlərin atomlarından əmələ gəlir. Bağlantının formalaşması sxemi aşağıdakı kimidir:
Azot V qrupunun əsas alt qrupunun elementidir. Onun atomlarının xarici qabığında 5 elektron var. Üç qoşalaşmamış elektron olacaq (8-5=3).
Xlor VII qrupun əsas alt qrupunun elementidir. Onun atomları xarici təbəqədə 7 elektrondan ibarətdir. 1 elektron qoşalaşmamış qalır (8 - 7 = 1). Azot və xlor atomlarının xarici elektronlarını müvafiq olaraq qeyd edək:

Ortaq elektron cütləri daha elektronmənfi olduğu üçün azot atomuna keçir:

3(3) sualına cavab.

HCl molekulundakı bağ HF molekuluna nisbətən daha az qütblüdür, çünki EO seriyasında xlor və hidrogen flüor və hidrogenlə müqayisədə bir-birindən daha az məsafədədir.

4(4) sualına cavab.

Xarici elektronların ümumiləşdirilməsi ilə kovalent kimyəvi bağ yaranır. Ümumi elektron cütlərinin sayına görə tək, ikiqat və ya üçlü, onu əmələ gətirən atomların elektronmənfiliyinə görə kovalent qütblü və kovalent qeyri-qütblü ola bilər.

5.1. kovalent bağ

kimyəvi bağ iki və ya daha çox atom bir-birinə yaxınlaşdıqda əmələ gəlir, əgər onların qarşılıqlı təsiri nəticəsində sistemin ümumi enerjisində azalma baş verərsə. Atomların xarici elektron qabıqlarının ən sabit elektron konfiqurasiyaları iki və ya səkkiz elektrondan ibarət nəcib qaz atomlarının konfiqurasiyalarıdır. Digər elementlərin atomlarının xarici elektron qabıqları birdən yeddiyə qədər elektron ehtiva edir, yəni. natamamdırlar. Molekul əmələ gəldikdə, atomlar sabit iki elektron və ya səkkiz elektron qabığı əldə etməyə meyllidirlər. Atomların valent elektronları kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsində iştirak edir.

Kovalent bağ, bu iki atoma eyni vaxtda aid olan elektron cütləri tərəfindən əmələ gələn iki atom arasındakı kimyəvi bağdır.

Kovalent bağın yaranmasının iki mexanizmi var: mübadilə və donor-akseptor.

5.1.1. Kovalent rabitənin formalaşması üçün mübadilə mexanizmi

mübadilə mexanizmi Kovalent bağın əmələ gəlməsi müxtəlif atomlara aid elektronların elektron buludlarının üst-üstə düşməsi nəticəsində həyata keçirilir. Məsələn, iki hidrogen atomu bir-birinə yaxınlaşdıqda, 1s elektron orbitalları üst-üstə düşür. Nəticədə, var ümumi cüt eyni zamanda hər iki atoma aid olan elektronlar. Bu halda kimyəvi bağ antiparalel spinlərə malik elektronlar tərəfindən əmələ gəlir, Şəkil 2. 5.1.

düyü. 5.1. İki H atomundan hidrogen molekulunun əmələ gəlməsi

5.1.2. Kovalent bağ əmələ gəlməsinin donor-akseptor mexanizmi

Kovalent bağın əmələ gəlməsi üçün donor-akseptor mexanizmi ilə əlaqə elektron cütlərinin köməyi ilə də yaranır. Lakin bu zaman bir atom (donor) öz elektron cütünü təmin edir, digər atom (akseptor) isə sərbəst orbitalı ilə əlaqənin yaranmasında iştirak edir. Donor-akseptor bağının həyata keçirilməsinə misal olaraq ammonyak NH 3-ün hidrogen kationu H + ilə qarşılıqlı təsiri zamanı ammonium ionunun NH 4 + əmələ gəlməsini göstərmək olar.

NH 3 molekulunda üç elektron cütü üç N - H rabitəsi əmələ gətirir, azot atomuna aid dördüncü elektron cütü bölünməzdir. Bu elektron cütü sərbəst orbital olan hidrogen ionu ilə əlaqə yarada bilər. Nəticədə ammonium ionu NH 4 + olur, şək. 5.2.

düyü. 5.2. Ammonium ionunun əmələ gəlməsi zamanı donor-akseptor bağının yaranması

Qeyd etmək lazımdır ki, NH 4 + ionunda mövcud olan dörd N - H kovalent bağı ekvivalentdir. Ammonium ionunda donor-akseptor mexanizmi ilə əmələ gələn bağı təcrid etmək mümkün deyil.

5.1.3. Qütb və qeyri-qütblü kovalent rabitə

Kovalent rabitə eyni atomlar tərəfindən əmələ gəlirsə, elektron cütü bu atomların nüvələri arasında eyni məsafədə yerləşir. Belə kovalent rabitə qeyri-qütblü adlanır. Qeyri-qütblü kovalent rabitəsi olan molekullara misal olaraq H 2, Cl 2, O 2, N 2 və s.

Qütb kovalent rabitə vəziyyətində ortaq elektron cütü daha yüksək elektronmənfiliyi olan atoma doğru sürüşür. Bu növ bağ müxtəlif atomların əmələ gətirdiyi molekullarda həyata keçirilir. Kovalent qütb bağı HCl, HBr, CO, NO və s. molekullarında baş verir. Məsələn, HCl molekulunda qütb kovalent rabitənin əmələ gəlməsi diaqramla göstərilə bilər, şək. 5.3:

düyü. 5.3. HC1 molekulunda kovalent qütb bağının əmələ gəlməsi

Baxılan molekulda elektron cütü xlor atomuna keçir, çünki onun elektronmənfiliyi (2.83) hidrogen atomunun elektronmənfiliyindən (2.1) böyükdür.

5.1.4. Dipol momenti və molekulların quruluşu

Bağın polaritesinin ölçüsü onun dipol momenti μ-dir:

μ = e l,

harada e elektronun yüküdür, l müsbət və mənfi yüklərin mərkəzləri arasındakı məsafədir.

Dipol momenti vektor kəmiyyətdir. "Bağ dipol momenti" və "molekulun dipol momenti" anlayışları yalnız iki atomlu molekullar üçün üst-üstə düşür. Molekulun dipol momenti bütün bağların dipol anlarının vektor cəminə bərabərdir. Beləliklə, çox atomlu molekulun dipol momenti onun quruluşundan asılıdır.

Xətti CO 2 molekulunda, məsələn, C-O bağlarının hər biri qütbdür. Bununla belə, CO 2 molekulu ümumiyyətlə qeyri-polyardır, çünki rabitələrin dipol momentləri bir-birini kompensasiya edir (şək. 5.4). Karbon qazı molekulunun dipol momenti m = 0-dır.

H 2 O molekulunun küncündə qütb H–O bağları 104,5 o bucaq altında yerləşir. İki H–O rabitəsinin dipol momentlərinin vektor cəmi paraleloqramın diaqonalı ilə ifadə edilir (şək. 5.4). Nəticədə su molekulunun m dipol momenti sıfıra bərabər deyil.

düyü. 5.4. CO 2 və H 2 O molekullarının dipol momentləri

5.1.5. Kovalent rabitəli birləşmələrdə elementlərin valentliyi

Atomların valentliyi digər atomların elektronları ilə ümumi elektron cütlərinin əmələ gəlməsində iştirak edən qoşalaşmamış elektronların sayı ilə müəyyən edilir. Xarici elektron təbəqəsində bir qoşalaşmamış elektrona malik olan F 2, HCl, PBr 3 və CCl 4 molekullarındakı halogen atomları monovalentdir. Oksigen altqrupunun elementləri xarici təbəqədə iki qoşalaşmamış elektrondan ibarətdir, ona görə də O 2, H 2 O, H 2 S və SCl 2 kimi birləşmələrdə onlar ikivalentdirlər.

Molekullarda adi kovalent bağlarla yanaşı, donor-akseptor mexanizmi ilə də əlaqə yarana bildiyi üçün atomların valentliyi onlarda tək elektron cütlərinin və sərbəst elektron orbitallarının olmasından da asılıdır. Valentliyin kəmiyyət ölçüsü müəyyən bir atomun digər atomlarla bağlandığı kimyəvi bağların sayıdır.

Elementlərin maksimum valentliyi, bir qayda olaraq, onların yerləşdiyi qrupun sayından çox ola bilməz. İstisna birləşmələrdə valentliyi birdən çox olan birinci qrupun yan alt qrupunun Cu, Ag, Au elementləridir. Valentlik elektronlarına ilk növbədə xarici təbəqələrin elektronları daxildir, lakin ikinci dərəcəli alt qrupların elementləri üçün sondan əvvəlki (ön) təbəqələrin elektronları da kimyəvi bağın yaranmasında iştirak edir.

5.1.6. Normal və həyəcanlı vəziyyətdə elementlərin valentliyi

Əksər kimyəvi elementlərin valentliyi bu elementlərin normal və ya həyəcanlı vəziyyətdə olmasından asılıdır. Li atomunun elektron konfiqurasiyası: 1s 2 2s 1. Xarici səviyyədəki litium atomu bir qoşalaşmamış elektrona malikdir, yəni. litium monovalentdir. Üçvalentli litium əldə etmək üçün 1s elektronunun 2p orbitalına keçidi ilə bağlı çox böyük enerji sərfi tələb olunur. Bu enerji xərci o qədər böyükdür ki, kimyəvi bağların əmələ gəlməsi zamanı ayrılan enerji ilə kompensasiya olunmur. Bu baxımdan, üçvalentli litiumun birləşmələri yoxdur.

Berillium ns 2 yarımqrupunun elementlərinin xarici elektron təbəqəsinin konfiqurasiyası. Bu o deməkdir ki, bu elementlərin xarici elektron təbəqəsində ns hüceyrə orbitalında əks spinli iki elektron var. Berilyum yarımqrupunun elementlərində qoşalaşmamış elektronlar yoxdur, ona görə də onların normal vəziyyətdə valentliyi sıfırdır. Həyəcanlı vəziyyətdə, berilyum alt qrupunun elementlərinin elektron konfiqurasiyası ns 1 nр 1, yəni. elementlər ikivalent olduqları birləşmələr əmələ gətirirlər.

Bor atomunun valentlik imkanları

Əsas vəziyyətdə olan bor atomunun elektron konfiqurasiyasını nəzərdən keçirək: 1s 2 2s 2 2р 1 . Əsas vəziyyətdə olan bor atomu bir qoşalaşmamış elektrondan ibarətdir (şək. 5.5), yəni. o, vahiddir. Bununla belə, bor monovalent olduğu birləşmələrin əmələ gəlməsi ilə xarakterizə edilmir. Bor atomu həyəcanlandıqda bir 2s-elektronun 2p-orbitala keçidi baş verir (şək. 5.5). Həyəcanlı vəziyyətdə olan bor atomunun 3 qoşalaşmamış elektronu var və valentliyi üç olan birləşmələr yarada bilər.

düyü. 5.5. Bor atomunun normal və həyəcanlı vəziyyətdə valentlik halları

Bir enerji səviyyəsi daxilində bir atomun həyəcanlanmış vəziyyətə keçməsinə sərf olunan enerji, bir qayda olaraq, əlavə bağların formalaşması zamanı ayrılan enerji ilə artıqlaması ilə kompensasiya olunur.

Bor atomunda bir sərbəst 2p orbitalın olması səbəbindən birləşmələrdə bor, elektron cütünün qəbuledicisi kimi fəaliyyət göstərən dördüncü kovalent rabitə yarada bilər. Şəkil 5.6-da BF molekulunun F ionu ilə qarşılıqlı əlaqəsi - , nəticədə borun dörd kovalent bağ əmələ gətirdiyi ion əmələ gəldiyi göstərilir.

düyü. 5.6. Bor atomunda dördüncü kovalent rabitənin əmələ gəlməsi üçün donor-akseptor mexanizmi

Azot atomunun valentlik imkanları

Azot atomunun elektron strukturunu nəzərdən keçirək (şək. 5.7).

düyü. 5.7. Azot atomunun orbitallarında elektronların paylanması

Təqdim olunan diaqramdan görmək olar ki, azotun üç qoşalaşmamış elektronu var, o, üç kimyəvi rabitə yarada bilir və valentliyi üçdür. Azot atomunun həyəcanlanmış vəziyyətə keçməsi qeyri-mümkündür, çünki ikinci enerji səviyyəsində d-orbitallar yoxdur. Eyni zamanda, azot atomu sərbəst orbital (akseptor) olan bir atoma 2s 2 xarici elektronların paylaşılmamış elektron cütünü təmin edə bilər. Nəticədə, məsələn, ammonium ionunda olduğu kimi, azot atomunun dördüncü kimyəvi bağı yaranır (şək. 5.2). Beləliklə, azot atomunun maksimum kovalentliyi (yaradılan kovalent bağların sayı) dörddür. Onun birləşmələrində azot, beşinci qrupun digər elementlərindən fərqli olaraq, beşvalent ola bilməz.

Fosfor, kükürd və halogen atomlarının valentlik imkanları

Azot, oksigen və flüor atomlarından fərqli olaraq, üçüncü dövrdəki fosfor, kükürd və xlor atomları elektronların keçə biləcəyi sərbəst 3d hüceyrələrə malikdir. Fosfor atomu həyəcanlandıqda (şək. 5.8) onun xarici elektron təbəqəsində 5 qoşalaşmamış elektron olur. Nəticədə birləşmələrdə fosfor atomu təkcə üç yox, həm də beşvalent ola bilər.

düyü. 5.8. Həyəcanlı vəziyyətdə olan fosfor atomu üçün valent elektronların orbitlərdə paylanması

Həyəcanlı vəziyyətdə kükürd iki valentliyə əlavə olaraq dörd və altı valentlik nümayiş etdirir. Bu zaman 3p və 3s elektronlarının depairasiyası ardıcıl olaraq baş verir (şək. 5.9).

düyü. 5.9. Həyəcanlı vəziyyətdə kükürd atomunun valentlik imkanları

Həyəcanlı vəziyyətdə, flüor istisna olmaqla, V qrupun əsas alt qrupunun bütün elementləri üçün əvvəlcə p-, sonra isə s-elektron cütlərinin ardıcıl depairasiyası mümkündür. Nəticədə bu elementlər üç, beş və yeddivalent olurlar (şək. 5.10).

düyü. 5.10. Həyəcanlı vəziyyətdə xlor, brom və yod atomlarının valentlik imkanları

5.1.7. Kovalent rabitənin uzunluğu, enerjisi və istiqaməti

Kovalent bağ, bir qayda olaraq, qeyri-metalların atomları arasında yaranır. Kovalent bağın əsas xüsusiyyətləri uzunluq, enerji və istiqamətdir.

Kovalent bağ uzunluğu

Bağ uzunluğu bu bağı meydana gətirən atomların nüvələri arasındakı məsafədir. Eksperimental fiziki üsullarla müəyyən edilir. Bağın uzunluğunu AB molekulundakı bağ uzunluğu A 2 və B 2 molekullarındakı bağ uzunluqlarının cəminin yarısına bərabər olan əlavəlik qaydasından istifadə etməklə hesablamaq olar:

.

Elementlərin dövri sisteminin altqruplarında yuxarıdan aşağıya doğru atomların radiusları bu istiqamətdə artdığından kimyəvi bağın uzunluğu artır (cədvəl 5.1). Bağın çoxluğu artdıqca uzunluğu azalır.

Cədvəl 5.1.

Bəzi kimyəvi bağların uzunluğu

Bağ enerjisi

Bağın gücünün ölçüsü bağ enerjisidir. Bağ enerjisi bağı qırmaq və bu bağı meydana gətirən atomları bir-birindən sonsuz məsafəyə çıxarmaq üçün lazım olan enerji ilə müəyyən edilir. Kovalent bağ çox güclüdür. Onun enerjisi bir neçə onlarla kJ/mol arasında dəyişir. IСl 3 molekulu üçün, məsələn, Ebondlar ≈40, N 2 və CO molekulları üçün isə Ebondlar ≈1000 kJ/mol.

Elementlərin dövri sisteminin altqruplarında yuxarıdan aşağıya doğru kimyəvi rabitənin enerjisi azalır, çünki rabitə uzunluğu bu istiqamətdə artmaqdadır (Cədvəl 5.1). Əlaqənin çoxluğunun artması ilə onun enerjisi artır (Cədvəl 5.2).

Cədvəl 5.2.

Bəzi kimyəvi bağların enerjiləri

Kovalent rabitənin doyma və istiqamətliliyi

Kovalent bağın ən mühüm xüsusiyyətləri onun doyma və yönləndirməsidir. Doyma atomların məhdud sayda kovalent bağlar yaratmaq qabiliyyəti kimi müəyyən edilə bilər. Beləliklə, bir karbon atomu yalnız dörd, bir oksigen atomu isə iki kovalent rabitə yarada bilər. Atomun yarada bildiyi adi kovalent bağların maksimum sayı (donor-akseptor mexanizmi ilə əmələ gələn bağlar istisna olmaqla) qoşalaşmamış elektronların sayına bərabərdir.

Kovalent bağlar məkan oriyentasiyasına malikdir, çünki tək bir əlaqənin meydana gəlməsi zamanı orbitalların üst-üstə düşməsi atomların nüvələrini birləşdirən xətt boyunca baş verir. Molekulun elektron orbitallarının fəza düzülüşü onun həndəsəsini müəyyən edir. Kimyəvi bağlar arasındakı bucaqlara bağ bucaqları deyilir.

Kovalent bağın doyma və istiqamətliliyi bu bağı kovalent rabitədən fərqli olaraq doymamış və istiqamətsiz olan ion bağından fərqləndirir.

H 2 O və NH 3 molekullarının məkan quruluşu

H 2 O və NH 3 molekullarının nümunəsindən istifadə edərək kovalent bağın istiqamətini nəzərdən keçirək.

H 2 O molekulu bir oksigen atomundan və iki hidrogen atomundan əmələ gəlir. Oksigen atomunda bir-birinə düz bucaq altında yerləşən iki orbitalı tutan iki qoşalaşmamış p-elektron var. Hidrogen atomlarının qoşalaşmamış 1s elektronları var. p-elektronların yaratdığı bağlar arasındakı bucaq p-elektronların orbitalları arasındakı bucağa yaxın olmalıdır. Lakin eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir ki, su molekulunda O-H bağları arasındakı bucaq 104,50-dir. 90 o bucaqla müqayisədə bucağın artması hidrogen atomları arasında hərəkət edən itələyici qüvvələrlə izah edilə bilər, şək. 5.11. Beləliklə, H 2 O molekulu bucaq formasına malikdir.

Azot atomunun üç qoşalaşmamış p-elektronu NH 3 molekulunun əmələ gəlməsində iştirak edir, orbitalları üç qarşılıqlı perpendikulyar istiqamətdə yerləşir. Buna görə də üç N–H bağı bir-birinə 90°-yə yaxın bucaq altında olmalıdır (şək. 5.11). NH 3 molekulundakı bağlar arasındakı bucağın eksperimental qiyməti 107,3°-dir. Bağlar arasındakı bucaqların dəyərlərinin nəzəri dəyərlərdən fərqi, su molekulunda olduğu kimi, hidrogen atomlarının qarşılıqlı itələnməsi ilə əlaqədardır. Bundan əlavə, təqdim olunan sxemlər kimyəvi bağların yaranmasında 2s orbitalda iki elektronun iştirakının mümkünlüyünü nəzərə almır.

düyü. 5.11. H 2 O (a) və NH 3 (b) molekullarında kimyəvi bağların əmələ gəlməsi zamanı elektron orbitalların üst-üstə düşməsi

BeCl 2 molekulunun əmələ gəlməsini nəzərdən keçirək. Həyəcanlı vəziyyətdə olan berillium atomunun iki qoşalaşmamış elektronu var: 2s və 2p. Ehtimal etmək olar ki, berillium atomu iki rabitə yaratmalıdır: biri s-elektron tərəfindən yaradılan bir bağ və bir əlaqə p-elektron tərəfindən yaradılmışdır. Bu bağların müxtəlif enerjiləri və müxtəlif uzunluqları olmalıdır. Bu vəziyyətdə BeCl 2 molekulu xətti deyil, bucaqlı olmalıdır. Təcrübə göstərir ki, BeCl 2 molekulu xətti quruluşa malikdir və içindəki hər iki kimyəvi bağ ekvivalentdir. BCl 3 və CCl 4 molekullarının strukturunu nəzərdən keçirərkən oxşar vəziyyət müşahidə olunur - bu molekullardakı bütün bağlar ekvivalentdir. BC1 3 molekulu planar quruluşa malikdir, CC1 4 tetraedraldır.

BeCl 2, BCl 3 və CCl 4 kimi molekulların quruluşunu izah etmək üçün, Pauling və Slater(ABŞ) atom orbitallarının hibridləşməsi konsepsiyasını təqdim etmişdir. Onlar enerji baxımından çox da fərqli olmayan bir neçə atom orbitalını hibrid adlanan eyni sayda ekvivalent orbitallarla əvəz etməyi təklif etdilər. Bu hibrid orbitallar xətti birləşməsi nəticəsində atom orbitallarından ibarətdir.

L.Paulinqin fikrincə, kimyəvi bağlar bir təbəqədə müxtəlif növ elektronlara malik olan və buna görə də enerji baxımından çox da fərqlənməyən (məsələn, s və p) atom tərəfindən əmələ gəldikdə orbitalların konfiqurasiyasını dəyişmək mümkündür. forma və enerji baxımından uyğunlaşdırılan müxtəlif növlər. Nəticədə, asimmetrik formaya malik olan və nüvənin bir tərəfində güclü şəkildə uzanan hibrid orbitallar əmələ gəlir. Hibridləşmə modelinin müxtəlif növ elektronların, məsələn, s və p rabitələrinin formalaşmasında iştirak etdiyi halda istifadə edildiyini vurğulamaq vacibdir.

5.1.8.2. Müxtəlif növlər atom orbitallarının hibridləşməsi

sp hibridləşməsi

Birinin hibridləşməsi s- və bir R- orbitallar ( sp- hibridləşmə) məsələn, berilyum xloridin əmələ gəlməsində həyata keçirilir. Yuxarıda göstərildiyi kimi, həyəcanlı vəziyyətdə Be atomunun biri 2s orbitalını, digəri isə 2p orbitalını tutan iki qoşalaşmamış elektrona malikdir. Kimyəvi bağ əmələ gəldikdə, bu iki fərqli orbital bir-birinə 180 ° bucaqla yönəldilmiş iki eyni hibrid orbitala çevrilir (şək. 5.12). İki hibrid orbitalın xətti düzülüşü onların bir-birindən minimum itələnməsinə uyğundur. Nəticədə, BeCl 2 molekulu xətti bir quruluşa malikdir - hər üç atom eyni xəttdə yerləşir.

düyü. 5.12. BeCl 2 molekulunun əmələ gəlməsi zamanı elektron orbitalların üst-üstə düşməsinin sxemi

Asetilen molekulunun quruluşu; siqma və pi bağları

Asetilen molekulunun əmələ gəlməsində elektron orbitallarının üst-üstə düşmə sxemini nəzərdən keçirək. Asetilen molekulunda hər bir karbon atomu sp hibrid vəziyyətindədir. İki sp-hibrid orbital bir-birinə 1800 bucaq altında yerləşir; karbon atomları arasında bir σ-əlaqə və hidrogen atomları ilə iki σ-əlaqə əmələ gətirirlər (şək. 5.13).

düyü. 5.13. Asetilen molekulunda s-bağlarının əmələ gəlməsinin sxemi

σ- rabitəsi atomların nüvələrini birləşdirən xətt boyunca elektron orbitallarının üst-üstə düşməsi nəticəsində yaranan rabitədir.

Asetilen molekulunda hər bir karbon atomunda σ-bağlarının əmələ gəlməsində iştirak etməyən daha iki p-elektron var. Bu elektronların elektron buludları qarşılıqlı perpendikulyar müstəvilərdə yerləşir və bir-biri ilə üst-üstə düşərək, hibrid olmayanların yanal üst-üstə düşməsi səbəbindən karbon atomları arasında daha iki π bağı əmələ gətirir. R-buludlar (şək. 5.14).

π rabitəsi atomların nüvələrini birləşdirən xəttin hər iki tərəfində elektron sıxlığının artması nəticəsində yaranan kovalent kimyəvi rabitədir.

düyü. 5.14. Asetilen molekulunda σ - və π -bağlarının əmələ gəlməsinin sxemi.

Beləliklə, asetilen molekulunda karbon atomları arasında bir σ bağı və iki π bağından ibarət üçlü rabitə əmələ gəlir; σ -bağlar π- bağlardan daha güclüdür.

sp2 hibridləşməsi

BCl 3 molekulunun quruluşu baxımından izah edilə bilər sp 2- hibridləşmə. Həyəcanlı vəziyyətdə olan bor atomu xarici elektron təbəqəsində bir s-elektronu və iki p-elektronu ehtiva edir, yəni. üç qoşalaşmamış elektron. Bu üç elektron bulud üç ekvivalent hibrid orbitala çevrilə bilər. Üç hibrid orbitalın bir-birindən minimum itələnməsi onların eyni müstəvidə bir-birinə 120 o bucaq altında yerləşməsinə uyğun gəlir (şək. 5.15). Beləliklə, BCl 3 molekulu planar formaya malikdir.

düyü. 5.15. BCl 3 molekulunun planar quruluşu

sp 3 - hibridləşmə

Karbon atomunun valent orbitalları (s, p x, p y, p z) kosmosda bir-birinə 109,5 o bucaq altında yerləşən və tetraedrin təpələrinə yönəldilmiş dörd ekvivalent hibrid orbitala çevrilə bilər. mərkəzi karbon atomunun nüvəsidir (şək. 5.16).

düyü. 5.16. Metan molekulunun tetraedral quruluşu

5.1.8.3. Tək elektron cütlərinin iştirakı ilə hibridləşmə

Hibridləşmə modeli molekulların quruluşunu izah etmək üçün istifadə edilə bilər, burada birləşmədən əlavə, paylaşılmamış elektron cütləri də mövcuddur. Su və ammonyak molekullarında mərkəzi atomun (O və N) elektron cütlərinin ümumi sayı dörddür. Bu halda su molekulunda iki, ammonyak molekulunda isə bir paylaşılmamış elektron cütü olur. Bu molekullarda kimyəvi bağların əmələ gəlməsini tək elektron cütlərinin hibrid orbitalları da doldura biləcəyini fərz etməklə izah etmək olar. Paylaşılmamış elektron cütləri kosmosda bağlanan cütlərə nisbətən daha çox yer tutur. Tək və birləşən elektron cütləri arasında baş verən itələmə nəticəsində su və ammonyak molekullarında 109,5 o-dan az olan əlaqə bucaqları azalır.

düyü. 5.17. sp 3 - H 2 O (A) və NH 3 (B) molekullarında tək elektron cütlərinin iştirakı ilə hibridləşmə

5.1.8.4. Hibridləşmə növünün müəyyən edilməsi və molekulların quruluşunun təyini

Hibridləşmənin növünü və nəticədə molekulların quruluşunu təyin etmək üçün aşağıdakı qaydalardan istifadə edilməlidir.

1. Tərkibində bölüşdürülməmiş elektron cütləri olmayan mərkəzi atomun hibridləşmə növü siqma bağlarının sayı ilə müəyyən edilir. İki belə bağ varsa, sp-hibridləşmə, üç - sp 2 - hibridləşmə, dörd - sp 3 - hibridləşmə baş verir. Paylaşılmamış elektron cütləri (donor-akseptor mexanizmi ilə əmələ gələn bağlar olmadıqda) berilyum, bor, karbon, silisium atomları tərəfindən əmələ gələn molekullarda yoxdur, yəni. əsas alt qrupların elementləri II - IV qruplar.

2. Əgər mərkəzi atomda bölüşdürülməmiş elektron cütləri varsa, onda hibrid orbitalların sayı və hibridləşmə növü siqma rabitələrinin sayı və paylaşılmamış elektron cütlərinin sayının cəmi ilə müəyyən edilir. Paylaşılmamış elektron cütlərinin iştirakı ilə hibridləşmə azot, fosfor, oksigen və kükürd atomlarından əmələ gələn molekullarda baş verir, yəni. V və VI qrupların əsas alt qruplarının elementləri.

3. Molekulların həndəsi forması mərkəzi atomun hibridləşmə növü ilə müəyyən edilir (cədvəl 5.3).

Cədvəl 5.3.

Valentlik bucaqları, hibrid orbitalların sayından və mərkəzi atomun hibridləşmə növündən asılı olaraq molekulların həndəsi forması

5.2. İon bağı

İon rabitəsi əks yüklü ionlar arasında elektrostatik cazibə ilə həyata keçirilir. Bu ionlar elektronların bir atomdan digərinə keçməsi nəticəsində əmələ gəlir. Elektromənfilikdə böyük fərqlərə malik olan atomlar arasında (adətən Pauling şkalası üzrə 1,7-dən çox), məsələn, qələvi metallar və halogenlər arasında ion rabitəsi yaranır.

NaCl əmələ gəlməsi nümunəsindən istifadə edərək ion bağının görünüşünü nəzərdən keçirək. Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 və Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 atomlarının elektron düsturlarından aydın olur ki, xarici səviyyəni tamamlamaq üçün natrium atomunun bir elektron verməsi daha asandır. yeddi əlavə etməkdənsə, xlor atomunun birini birləşdirmək, yeddi verməkdən daha asandır. AT kimyəvi reaksiyalar natrium atomu bir elektron verir və xlor atomu onu qəbul edir. Nəticədə, natrium və xlor atomlarının elektron qabıqları nəcib qazların sabit elektron qabıqlarına çevrilir (natrium katyonunun elektron konfiqurasiyası Na + 1s 2 2s 2 2p 6, xlor anionunun Cl elektron konfiqurasiyası isə 1s 2-dir. 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). İonların elektrostatik qarşılıqlı təsiri NaCl molekulunun əmələ gəlməsinə səbəb olur.

İon rabitəsinin əsas xüsusiyyətləri və ion birləşmələrinin xassələri

1. İon rabitəsi güclü kimyəvi bağdır. Bu bağın enerjisi təxminən 300 – 700 kJ/mol təşkil edir.

2. Kovalent bağdan fərqli olaraq, ion bağı birdir istiqamətsiz, çünki bir ion əks işarəli ionları istənilən istiqamətdə özünə cəlb edə bilər.

3. Kovalent rabitədən fərqli olaraq ion rabitəsidir doymamış, çünki əks işarəli ionların qarşılıqlı təsiri onların qüvvə sahələrinin tam qarşılıqlı kompensasiyasına səbəb olmur.

4. İon rabitəsi olan molekulların əmələ gəlməsi prosesində elektronların tam köçürülməsi olmur, ona görə də təbiətdə 100% ion rabitəsi mövcud deyildir. NaCl molekulunda kimyəvi bağ yalnız 80% iondur.

5. İon birləşmələri yüksək ərimə və qaynama nöqtələrinə malik kristal bərk maddələrdir.

6. İon birləşmələrinin əksəriyyəti suda həll olur. İon birləşmələrinin məhlulları və ərimələri elektrik cərəyanını keçirir.

5.3. metal əlaqə

Xarici enerji səviyyəsində olan metal atomları az sayda valent elektronları ehtiva edir. Metal atomlarının ionlaşma enerjisi az olduğu üçün bu atomlarda valent elektronlar zəif saxlanılır. Nəticədə metalların kristal qəfəslərində müsbət yüklü ionlar və sərbəst elektronlar meydana çıxır. Bu zaman metal kationları onların kristal qəfəslərinin düyünlərində yerləşir və elektronlar müsbət mərkəzlər sahəsində sərbəst hərəkət edərək “elektron qazı” adlanan şeyi əmələ gətirirlər. İki kation arasında mənfi yüklü elektronun olması, hər bir katyonun bu elektronla qarşılıqlı əlaqədə olmasına səbəb olur. Beləliklə, metal rabitə metal kristallarındakı müsbət ionlar arasındakı əlaqədir və bu, kristal boyunca sərbəst hərəkət edən elektronların cəlb edilməsi ilə həyata keçirilir.

Metaldakı valentlik elektronları bütün kristalda bərabər paylandığından, ion rabitəsi kimi metal rabitə də yönləndirilməmiş bir bağdır. Kovalent bağdan fərqli olaraq, metal bağ doymamış bir bağdır. Kovalent bağdan metal bağ davamlılığına görə də fərqlənir. Metal rabitənin enerjisi kovalent rabitənin enerjisindən təxminən üç-dörd dəfə azdır.

Elektron qazın yüksək hərəkətliliyinə görə metallar yüksək elektrik və istilik keçiriciliyi ilə xarakterizə olunur.

5.4. hidrogen bağı

HF, H 2 O, NH 3 birləşmələrinin molekullarında güclü elektronmənfi elementə (H–F, H–O, H–N) malik hidrogen bağları mövcuddur. Molekullar arasında belə birləşmələr əmələ gələ bilər molekullararası hidrogen bağları. H–O, H–N bağları olan bəzi üzvi molekullarda, molekuldaxili hidrogen bağları.

Hidrogen bağının əmələ gəlməsi mexanizmi qismən elektrostatik, qismən donor-akseptordur. Bu zaman güclü elektronmənfi elementin atomu (F, O, N) elektron cütünün donoru, bu atomlara bağlı hidrogen atomları isə qəbuledici rolunu oynayır. Kovalent bağlarda olduğu kimi, hidrogen bağları ilə xarakterizə olunur oriyentasiya kosmosda və doyma qabiliyyəti.

Hidrogen bağı adətən nöqtələrlə işarələnir: H ··· F. Hidrogen rabitəsi daha qabarıqdır, partnyor atomun elektronmənfiliyi nə qədər çox olarsa, ölçüsü də bir o qədər kiçik olar. O, ilk növbədə flüor birləşmələri, eləcə də oksigen, daha az azot, daha az dərəcədə xlor və kükürd üçün xarakterikdir. Müvafiq olaraq, hidrogen rabitəsinin enerjisi də dəyişir (Cədvəl 5.4).

Cədvəl 5.4.

Hidrogen rabitəsi enerjilərinin orta dəyərləri

Molekullararası və molekuldaxili hidrogen bağı

Hidrogen bağları sayəsində molekullar dimerlərə və daha mürəkkəb birləşmələrə birləşir. Məsələn, qarışqa turşusunun dimerinin əmələ gəlməsi aşağıdakı sxemlə göstərilə bilər (Şəkil 5.18).

düyü. 5.18. Qarışqa turşusunda molekullararası hidrogen bağlarının əmələ gəlməsi

Suda uzun assosiativ zəncirlər (H 2 O) n görünə bilər (Şəkil 5.19).

düyü. 5.19. Molekullararası hidrogen bağları hesabına maye suda assosiasiya zəncirinin əmələ gəlməsi

Hər bir H 2 O molekulu dörd hidrogen bağı yarada bilər, HF molekulu isə yalnız ikisini yarada bilər.

Hidrogen bağları həm müxtəlif molekullar arasında (molekullararası hidrogen bağı), həm də molekul daxilində (molekuldaxili hidrogen bağı) yarana bilər. Bəzi üzvi maddələr üçün molekuldaxili bağın əmələ gəlməsinə dair nümunələr Şek. 5.20.

düyü. 5.20. Müxtəlif üzvi birləşmələrin molekullarında molekuldaxili hidrogen bağının əmələ gəlməsi

Hidrogen bağlanmasının maddələrin xassələrinə təsiri

Molekullararası hidrogen bağının mövcudluğunun ən əlverişli göstəricisi maddənin qaynama nöqtəsidir. Suyun daha yüksək qaynama nöqtəsi (oksigen alt qrupunun elementlərinin (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) hidrogen birləşmələri ilə müqayisədə 100 o C) hidrogen bağlarının olması ilə əlaqədardır: molekullararası birləşmələri məhv etmək üçün əlavə enerji tələb olunur. suda hidrogen bağları.

Hidrogen bağı maddələrin quruluşuna və xassələrinə əhəmiyyətli dərəcədə təsir göstərə bilər. Molekullararası hidrogen bağlarının mövcudluğu maddələrin ərimə və qaynama nöqtələrini artırır. Bir molekuldaxili hidrogen bağının olması, dezoksiribonuklein turşusu (DNT) molekulunun suda ikiqat spiral şəklində qatlanmasına səbəb olur.

Hidrogen əlaqəsi həllolma proseslərində də mühüm rol oynayır, çünki həllolma həm də birləşmənin həlledici ilə hidrogen bağları yaratmaq qabiliyyətindən asılıdır. Nəticədə şəkər, qlükoza, spirtlər, karboksilik turşular kimi OH qrupları olan maddələr, bir qayda olaraq, suda yüksək dərəcədə həll olunur.

5.5. Kristal qəfəslərin növləri

Bərk maddələr, bir qayda olaraq, kristal quruluşa malikdir. Kristalları təşkil edən hissəciklər (atomlar, ionlar və ya molekullar) kosmosda ciddi şəkildə müəyyən edilmiş nöqtələrdə yerləşərək kristal qəfəs əmələ gətirirlər. Kristal hüceyrə verilmiş qəfəsə xas olan struktur xüsusiyyətlərini saxlayan elementar hüceyrələrdən ibarətdir. Hissəciklərin yerləşdiyi nöqtələr deyilir qəfəs qovşaqları. Şəbəkə yerlərində yerləşən hissəciklərin növündən və onlar arasındakı əlaqənin xarakterindən asılı olaraq 4 növ kristal qəfəslər fərqləndirilir.

5.5.1. Atom kristal şəbəkəsi

Atom kristal qəfəslərinin düyünlərində kovalent bağlarla bir-birinə bağlanmış atomlar var. Atom qəfəsi olan maddələrə almaz, silisium, karbidlər, silisidlər və s. Atom kristalının quruluşunda ayrı-ayrı molekulları ayırmaq mümkün deyil, bütün kristal bir nəhəng molekul hesab olunur. Almazın quruluşu Şəkildə göstərilmişdir. 5.21. Almaz, hər biri dörd qonşu atomla bağlanmış karbon atomlarından ibarətdir. Kovalent bağların güclü olması səbəbindən atom qəfəsləri olan bütün maddələr odadavamlı, bərk və aşağı uçucudur. Onlar suda az həll olunur.

düyü. 5.21. Almaz kristal qəfəs

5.5.2. Molekulyar kristal qəfəs

Molekullar zəif molekullararası qüvvələrlə bir-birinə bağlanmış molekulyar kristal qəfəslərin düyünlərində yerləşir. Buna görə də, molekulyar qəfəsli maddələr aşağı sərtliyə malikdir, əriyir, əhəmiyyətli uçuculuq ilə xarakterizə olunur, suda bir qədər həll olunur və onların məhlulları, bir qayda olaraq, elektrik cərəyanını keçirmir. Molekulyar kristal qəfəsi olan bir çox maddə məlumdur. Bunlar bərk hidrogen, xlor, karbon monoksit (IV) və adi temperaturda qaz halında olan digər maddələrdir. Əksər kristal üzvi birləşmələr molekulyar qəfəsə malikdir.

5.5.3. İon kristal qəfəs

Düyünlərində ionların yerləşdiyi kristal qəfəslər adlanır ion. Onlar ion bağı olan maddələr, məsələn, qələvi metal halidləri ilə əmələ gəlir. İon kristallarında fərdi molekulları ayırd etmək mümkün deyil, bütün kristal bir makromolekul kimi qəbul edilə bilər. İonlar arasındakı bağlar güclüdür, buna görə də ion qəfəsi olan maddələr aşağı uçuculuğa malikdir, yüksək temperaturərimə və qaynama. Natrium xloridin kristal qəfəsi Şəkildə göstərilmişdir. 5.22.

düyü. 5.22. Natrium xloridin kristal qəfəsi

Bu şəkildə açıq toplar Na + ionları, qaranlıq toplar Cl - ionlarıdır. Şəkildə solda. 5.22 NaCI-nin vahid hüceyrəsini göstərir.

5.5.4. metal kristal qəfəs

Bərk vəziyyətdə olan metallar metal kristal qəfəslər əmələ gətirir. Belə qəfəslərin düyünlərində müsbət metal ionları olur və onların arasında valent elektronlar sərbəst hərəkət edir. Elektronlar kationları elektrostatik olaraq cəlb edir və bununla da metal qəfəsə sabitlik verir. Şəbəkənin belə bir quruluşu metalların yüksək istilik keçiriciliyini, elektrik keçiriciliyini və plastikliyini müəyyən edir - mexaniki deformasiya zamanı bağlar qırılmır və kristal məhv edilmir, çünki onu təşkil edən ionlar elektron qaz buludunda üzən kimi görünür. . Əncirdə. 5.23 natriumun kristal şəbəkəsini göstərir.

düyü. 5.23. Natriumun kristal qəfəsi

Artıq qeyd edildiyi kimi, həyəcanlanmayan qarşılıqlı təsir göstərən atomlarda mövcud olan qoşalaşmamış elektronlar hesabına kovalent əlaqəni həyata keçirən ümumi elektron cütü yarana bilər. Bu, məsələn, kimi molekulların əmələ gəlməsi zamanı baş verir. Burada atomların hər birində bir qoşalaşmamış elektron var; iki belə atom qarşılıqlı əlaqədə olduqda ümumi elektron cütü yaranır - kovalent rabitə yaranır.

Həyəcanlanmamış azot atomunun üç qoşalaşmamış elektronu var:

Buna görə də, qoşalaşmamış elektronlar sayəsində azot atomu üç kovalent bağın əmələ gəlməsində iştirak edə bilər. Bu, məsələn, azot kovalentliyinin 3-ə bərabər olduğu molekullarda və ya molekullarda baş verir.

Bununla belə, kovalent bağların sayı həyəcanlanmamış atomda mövcud olan buxarlanmış elektronların sayından çox ola bilər. Beləliklə, normal vəziyyətdə, karbon atomunun xarici elektron təbəqəsi diaqramla təsvir olunan bir quruluşa malikdir:

Cütləşməmiş elektronların olması səbəbindən bir karbon atomu iki kovalent bağ yarada bilər. Bu vaxt, karbon, hər bir atomunun dörd kovalent bağ ilə qonşu atomlara bağlandığı birləşmələrlə xarakterizə olunur (məsələn, və s.). Bu, müəyyən bir enerjinin xərclənməsi ilə atomda mövcud olan elektronlardan birinin alt səviyyəyə keçməsi, nəticədə atomun həyəcanlanmış vəziyyətə keçməsi və qoşalaşmamış elektronların sayının artması səbəbindən mümkündür. . Elektronların "qoşalaşması" ilə müşayiət olunan belə bir həyəcan prosesi, həyəcan vəziyyətinin elementin simvolunun yanında ulduz işarəsi ilə qeyd olunduğu aşağıdakı sxemlə təmsil oluna bilər:

İndi karbon atomunun xarici elektron təbəqəsində dörd qoşalaşmamış elektron var; buna görə də həyəcanlanmış bir karbon atomu dörd kovalent bağın yaranmasında iştirak edə bilər. Bu vəziyyətdə, yaradılan kovalent bağların sayının artması, atomun həyəcanlanmış vəziyyətə keçməsinə sərf olunandan daha çox enerjinin sərbəst buraxılması ilə müşayiət olunur.

Əgər qoşalaşmamış elektronların sayının artmasına səbəb olan bir atomun həyəcanlanması çox böyük enerji xərcləri ilə bağlıdırsa, bu xərclər əmələ gəlmə enerjisi ilə kompensasiya edilmir. yeni bağlar; onda bütövlükdə belə bir proses enerji baxımından əlverişsiz olur. Beləliklə, oksigen və flüor atomlarının xarici elektron təbəqəsində sərbəst orbitalları yoxdur:

Burada cütləşməmiş elektronların sayının artması yalnız elektronlardan birini növbəti enerji səviyyəsinə, yəni vəziyyətə köçürməklə mümkündür. Bununla belə, belə bir keçid yeni bağların formalaşması zamanı ayrılan enerji ilə örtülməyən çox böyük enerji xərcləri ilə əlaqələndirilir. Buna görə də, qoşalaşmamış elektronlar sayəsində bir oksigen atomu ikidən çox olmayan kovalent rabitə yarada bilər, flüor atomu isə yalnız birini təşkil edə bilər. Həqiqətən, bu elementlər oksigen üçün ikiyə və flüor üçün birə bərabər sabit kovalentliklə xarakterizə olunur.

Üçüncü və sonrakı dövrlərin elementlərinin atomları xarici elektron təbəqəsində bir alt səviyyəyə malikdir, oyandıqdan sonra xarici təbəqənin s- və p-elektronları keçə bilər. Buna görə də burada qoşalaşmamış elektronların sayını artırmaq üçün əlavə imkanlar yaranır. Beləliklə, həyəcanlanmamış vəziyyətdə bir qoşalaşmamış elektrona malik olan xlor atomu,

bir az enerji sərf etməklə üç, beş və ya yeddi qoşalaşmamış elektron ilə xarakterizə olunan həyəcanlı vəziyyətlərə çevrilə bilər;

Buna görə də, flüor atomundan fərqli olaraq, xlor atomu təkcə bir deyil, həm də üç, beş və ya yeddi kovalent bağın yaranmasında iştirak edə bilər. Beləliklə, xlor turşusunda xlorun kovalentliyi üç, xlor turşusunda beş, perklor turşusunda isə yeddidir. Eynilə, boş-alt səviyyəyə malik olan kükürd atomu da dörd və ya altı qoşalaşmamış elektronla həyəcanlı vəziyyətlərə gedə bilər və buna görə də oksigen kimi təkcə iki deyil, həm də dörd və ya altı kovalent rabitənin yaranmasında iştirak edə bilər. Bu, kükürdün dörd və ya altıya bərabər bir kovalentlik nümayiş etdirdiyi birləşmələrin mövcudluğunu izah edə bilər.

Bir çox hallarda kovalent bağlar da atomun xarici elektron sahəsində mövcud olan qoşalaşmış elektronlar hesabına yaranır. Məsələn, ammonyak molekulunun elektron quruluşunu nəzərdən keçirək:

Burada nöqtələr əvvəlcə azot atomuna aid olan elektronları, xaçlar isə hidrogen atomlarına aid olanları bildirir. Azot atomunun səkkiz xarici elektronundan altısı üç kovalent rabitə yaradır və azot atomu və hidrogen atomları üçün ümumidir. Lakin iki elektron yalnız azota aiddir və paylaşılmamış elektron cütü əmələ gətirir. Belə bir elektron cütü, bu atomun xarici elektron təbəqəsində sərbəst orbital varsa, başqa bir atomla kovalent əlaqənin yaranmasında da iştirak edə bilər. Doldurulmamış -orbital, məsələn, ümumiyyətlə elektronlardan məhrum olmayan hidrogen üçün mövcuddur:

Buna görə də, bir molekul hidrogen ionu ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda, onların arasında kovalent əlaqə yaranır; azot atomunun tək elektron cütü iki atom üçün ümumi olur və ammonium ionunun əmələ gəlməsi ilə nəticələnir:

Burada əvvəlcə bir atoma (elektron cütü donoru) məxsus elektron cütü (elektron cütü) və başqa bir atomun sərbəst orbitalı (elektron cütünün qəbuledicisi) hesabına kovalent rabitə yaranmışdır.

Kovalent bağ yaratmağın bu üsulu donor-akseptor adlanır. Baxılan nümunədə elektron cütünün donoru azot atomu, qəbuledicisi isə hidrogen atomudur.

Təcrübə göstərir ki, ammonium ionunda olan dörd bağ bütün parametrlərə görə ekvivalentdir. Buradan belə nəticə çıxır ki, donor-akseptor üsulu ilə yaranan rabitə qarşılıqlı təsirdə olan atomların qoşalaşmamış elektronlarının yaratdığı kovalent rabitədən öz xassələrinə görə fərqlənmir.

Donor-akseptor üsulu ilə yaranan bağların olduğu bir molekula başqa bir nümunə də azot oksidi molekuludur.

Əvvəllər bu birləşmənin struktur formulu aşağıdakı kimi təsvir edilmişdir:

Bu düstura görə, mərkəzi azot atomu qonşu atomlara beş kovalent rabitə ilə bağlanır ki, onun xarici elektron təbəqəsində on elektron (beş elektron cütü) olsun. Lakin belə bir nəticə azot atomunun elektron quruluşu ilə ziddiyyət təşkil edir, çünki onun xarici L-qatında yalnız dörd orbital (bir s- və üç p-orbital) var və səkkizdən çox elektron yerləşdirə bilməz. Buna görə də yuxarıdakı struktur düsturunu düzgün hesab etmək olmaz.

Azot oksidinin elektron quruluşunu nəzərdən keçirək və ayrı-ayrı atomların elektronları alternativ olaraq nöqtələr və ya xaçlarla işarələnəcəkdir. İki qoşalaşmamış elektronu olan oksigen atomu mərkəzi azot atomu ilə iki kovalent bağ əmələ gətirir:

Mərkəzi azot atomunda qoşalaşmamış elektron qaldığına görə, sonuncu ikinci azot atomu ilə kovalent bağ əmələ gətirir:

Beləliklə, oksigen atomunun və mərkəzi azot atomunun xarici elektron təbəqələri doldurulur: burada sabit səkkiz elektron konfiqurasiyaları formalaşır. Ancaq həddindən artıq azot atomunun xarici elektron təbəqəsində yalnız altı elektron yerləşir; bu atom başqa elektron cütünün qəbuledicisi ola bilər. Ona bitişik olan mərkəzi azot atomunun paylaşılmamış elektron cütü var və donor kimi çıxış edə bilər.

Bu, donor-akseptor üsulu ilə azot atomları arasında başqa bir kovalent bağın yaranmasına səbəb olur:

İndi molekulu təşkil edən üç atomun hər biri sabit səkkiz elektronlu xarici təbəqə quruluşuna malikdir. Əgər donor-akseptor üsulu ilə əmələ gələn kovalent bağ, adət olduğu kimi, donor atomundan akseptor atomuna yönəlmiş oxla işarələnirsə, azot oksidinin (I) struktur formulu aşağıdakı kimi təqdim edilə bilər:

Beləliklə, azot oksidində mərkəzi azot atomunun kovalentliyi dörd, həddindən artıq biri isə ikidir.

Nəzərdən keçirilən nümunələr atomların kovalent bağların əmələ gəlməsi üçün müxtəlif imkanlara malik olduğunu göstərir. Sonuncu həm həyəcanlanmamış bir atomun qoşalaşmamış elektronları hesabına, həm də bir atomun həyəcanlanması (elektron cütlərinin "cütləşməsi") nəticəsində meydana çıxan qoşalaşmamış elektronlar hesabına yaradıla bilər. donor-akseptor üsulu. Bununla belə, müəyyən bir atomun yarada biləcəyi kovalent bağların ümumi sayı məhduddur. Valentlik orbitallarının ümumi sayı ilə müəyyən edilir, yəni kovalent bağların formalaşması üçün istifadəsi enerji baxımından əlverişli olan orbitallar. Kvant-mexaniki hesablama göstərir ki, xarici elektron təbəqənin s- və p-orbitalları və əvvəlki təbəqənin -orbitalları belə orbitallara aiddir; bəzi hallarda xlor və kükürd atomlarının nümunələri ilə gördüyümüz kimi, xarici təbəqənin -orbitalları da valentlik orbitalları kimi istifadə edilə bilər.

İkinci dövrün bütün elementlərinin atomlarında əvvəlki təbəqədə -orbitallar olmadığı halda xarici elektron təbəqədə dörd orbital olur. Buna görə də, bu atomların valentlik orbitallarında səkkizdən çox olmayan elektron yerləşə bilər. Bu o deməkdir ki, ikinci dövr elementlərinin maksimum kovalentliyi dörddür.

Üçüncü və sonrakı dövrlərin elementlərinin atomları kovalent bağlar yaratmaq üçün təkcə s- və həm də -orbitallardan istifadə edə bilər. Xarici elektron təbəqənin s- və p-orbitallarının və əvvəlki təbəqənin bütün beş -orbitallarının kovalent rabitələrin əmələ gəlməsində iştirak etdiyi -elementlərin birləşmələri məlumdur; belə hallarda müvafiq elementin kovalentliyi doqquza çatır.

Atomların məhdud sayda kovalent bağların əmələ gəlməsində iştirak etmək qabiliyyəti kovalent rabitənin doyması adlanır.

Test 4

Mövzu "Kovalent bağ"

Seçim 1

1. Atomun valentliyi kimyəvi element kovalent bağlarla birlikdə a) bu atomdakı elektronların sayına b) bu ​​atomun əmələ gətirdiyi ümumi elektron cütlərinin sayına c) bu atomun nüvəsinin yükünə d) bunun olduğu dövrün sayına bərabərdir. element yerləşir

2. Karbon dioksid molekulunun CO 2 formuluna deyilir

a) molekulyar düstur b) qrafik düstur c) elektron düstur d) fiziki düstur

3. Xarici elektron təbəqəsi tamamlanana qədər xlor atomunda neçə elektron çatışmır?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 7

4. Karbon atomu iki oksigen atomunu birləşdirdi və beləliklə, dörd ümumi elektron cütü əmələ gətirdi. Bu birləşmədə karbonun valentliyini göstərin.

a) I b) II c) III d) IV

5. Brom molekulunda kimyəvi bağ Br 2

a) ion b) metal

c) kovalent qeyri-qütblü d) kovalent qütblü

6. Qələvi metaldan halogenə qədər olan dövrdə atomun elektronmənfiliyi, bir qayda olaraq,

a) dəyişmir

c) azalır

d) artır

a) berillium b) natrium

c) maqnezium d) litium

8. Bir sıra elementlərdə elementlərin elektronmənfiliyi eyni şəkildə dəyişir (artır və ya azalır).

a) onların metal xassələri

b) onların atomlarının radiusları

c) onların qeyri-metal xassələri

d) atomların xarici səviyyəsindəki elektronların sayı

9. NO molekulunda müvafiq olaraq azot və oksigen atomlarının qismən yükü nə qədərdir?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

Seçim 2

1. Kovalent rabitə a) ümumi elektron cütlərinin əmələ gəlməsi nəticəsində yaranan kimyəvi rabitədir.

b) tək elektron cütlərinin əmələ gəlməsi

c) əks yüklü ionların cəlb edilməsi

d)) metal ionları ilə sərbəst elektronlar arasında qarşılıqlı təsir

2. Hidrogen sulfid molekulunun elektron düsturu hansıdır?

a) H 2 S b) H - S - H

c) H : : S : : H d) H : S : H

3. Xarici elektron təbəqəsi tamamlanana qədər fosfor atomunda neçə elektron çatışmır?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Kükürd atomu üç oksigen atomunu birləşdirdi və beləliklə, altı ümumi elektron cütü əmələ gətirdi. Bu birləşmədə kükürdün valentliyini göstərin.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Kovalent qeyri-qütb rabitəsi olan maddənin düsturu

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. Qrupda, əsas altqrupda yuxarıdan aşağıya doğru atomun elektronmənfiliyi, bir qayda olaraq,

a) dəyişmir

b) əvvəlcə artır, sonra azalır

c) azalır

d) artır

7. Sadalanan elementlər arasında ən az elektronmənfi elementi seçin

a) flüor b) oksigen

c) kükürd d) xlor

8. Molekulda müvafiq olaraq bor və flüor atomlarının qismən yükü nə qədərdir?

a) müsbət və mənfi

b) mənfi və mənfi

c) müsbət və müsbət

d) mənfi və müsbət

9. Qütb kovalent rabitəsi olan molekul seçin

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Ammonyak NH 3 molekulunda kimyəvi əlaqə

a) ion

b) metal

c) kovalent qeyri-polyar

d) kovalent qütb

Seçim 3 1. Bir qayda olaraq, aşağıdakılar arasında kovalent rabitə yaranır:

a) tipik metalın atomları və tipik qeyri-metalın atomları

b) metal atomları

c) tipik metal atomları və inert qaz atomları

d) qeyri-metalların atomları

2. Xlor molekulunun düsturu Cl : Cl adlanır

a) molekulyar düstur

b) qrafik formul

c) elektron düstur

d) fiziki düstur

3. Xarici elektron təbəqəsi tamamlanana qədər oksigen atomunda neçə elektron çatışmır?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Kimyəvi elementin atomunun yaratdığı kovalent rabitələrin sayı

a) bu atomun yaratdığı ümumi elektron cütlərinin sayı

c) atomun xarici səviyyəsində qoşalaşmış elektronların sayı

d) verilmiş atoma bağlı başqa atomların sayı

5. Qrupda əsas altqrupda yuxarıdan aşağıya atomun radiusu, bir qayda olaraq

6. Sadalanan elementlər arasında atomu ən böyük radiusa malik olan elementi seçin

a) bor b) silisium c) alüminium d) karbon

7. Kovalent qeyri-qütblü rabitə vəziyyətində ümumi elektron cütü

d) itkin

8. SO 2 molekulunda müvafiq olaraq oksigen və kükürd atomlarının qismən yükü nə qədərdir?

b) mənfi və mənfi

9. Qütb olmayan kovalent bağı olan molekul seçin:

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Qurğuşun sulfid PbS molekulunda kimyəvi əlaqə

a) kovalent qeyri-qütblü b) kovalent qütblü

c) ion d) metal

Seçim 4

1. Molekulda iki hidrogen atomunu saxlayan qüvvələrin təbiəti necədir?

a) kimyəvi b) fiziki

c) elektrik d) nüvə

2. Su molekulunun H - O - H formulu deyilir

a) molekulyar düstur

b) qrafik formul

c) elektron düstur

d) fiziki düstur

3. Xarici elektron təbəqəsi tamamlanana qədər silisium atomunda neçə elektron çatışmır?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Bor atomunda qoşalaşmamış elektronların sayı

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Kimyəvi elementin atomunun əmələ gətirdiyi ümumi cütlərin sayıdır

a) ümumi sayı atomdakı elektronlar

b) atomun xarici səviyyəsindəki elektronların sayı

c) atomun xarici səviyyəsindəki qoşalaşmamış elektronların sayı

d) atomun xarici səviyyəsində qoşalaşmış elektronların sayı

6. Qələvi metaldan halogenə qədər olan dövrdə atomun radiusu, bir qayda olaraq,

a) artan b) azalan

c) dəyişmir d) əvvəlcə artır, sonra azalır

7. Sadalanan elementlər arasında atomu ən kiçik radiusa malik olan elementi seçin:

1) karbon b) fosfor c) silikon d) azot

8. Kovalent qütb rabitəsi vəziyyətində ümumi elektron cütü

a) daha çox elektronmənfi atoma doğru sürüşdü

b) atomların nüvələrindən bərabər məsafədə yerləşir

c) bütünlüklə atomlardan birinə məxsusdur

d) itkin

9. Ammonyak NH 3 molekulunda müvafiq olaraq hidrogen və azot atomlarının qismən yükü nə qədərdir?

a) müsbət və müsbət

b) mənfi və mənfi

c) müsbət və mənfi

d) mənfi və müsbət?

10. Qütb kovalent rabitəsi olan molekul seçin

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Kodifikator

Seçim

№ sual

1

2

3

4