Birleşik Devlet Sınavı kodlayıcısının konuları: Kovalent kimyasal bağ, çeşitleri ve oluşum mekanizmaları. Kovalent bağların özellikleri (polarite ve bağ enerjisi). İyonik bağ. Metal bağlantı. Hidrojen bağı

Molekül içi kimyasal bağlar

İlk olarak molekül içindeki parçacıklar arasında ortaya çıkan bağlara bakalım. Bu tür bağlantılara denir moleküliçi.

Kimyasal bağ Kimyasal elementlerin atomları arasında elektrostatik bir doğa vardır ve nedeniyle oluşur dış (değerlik) elektronların etkileşimi, az ya da çok derecede pozitif yüklü çekirdekler tarafından tutulur bağlı atomlar

Buradaki anahtar kavram ELEKTRONEGATIVİTE. Atomlar arasındaki kimyasal bağın türünü ve bu bağın özelliklerini belirleyen budur.

bir atomun çekme (tutma) yeteneğidir harici(değerlik) elektronlar. Elektronegatiflik, dış elektronların çekirdeğe çekilme derecesine göre belirlenir ve öncelikle atomun yarıçapına ve çekirdeğin yüküne bağlıdır.

Elektronegatifliğin kesin olarak belirlenmesi zordur. L. Pauling, göreceli elektronegatifliklerin bir tablosunu derledi (diatomik moleküllerin bağ enerjilerine dayanarak). En elektronegatif element flor anlamı olan 4 .

Farklı kaynaklarda farklı ölçekler ve elektronegatiflik değerleri tabloları bulabileceğinizi unutmamak önemlidir. Kimyasal bir bağın oluşumu rol oynadığı için bu durum alarma geçirilmemelidir. atomlar ve herhangi bir sistemde yaklaşık olarak aynıdır.

A:B kimyasal bağındaki atomlardan biri elektronları daha güçlü çekerse elektron çifti ona doğru hareket eder. Daha fazla elektronegatiflik farkı atomlar, elektron çifti ne kadar fazla kayarsa.

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri eşit veya yaklaşık olarak eşitse: EO(A)≈EO(B) o zaman ortak elektron çifti atomlardan herhangi birine kaymaz: C: B. Bu bağlantıya denir kovalent polar olmayan.

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri farklıysa ancak çok fazla değilse (elektronegatiflikteki fark yaklaşık 0,4 ila 2 arasındadır: 0,4<ΔЭО<2 ), daha sonra elektron çifti atomlardan birine kaydırılır. Bu bağlantıya denir kovalent kutup .

Etkileşen atomların elektronegatiflikleri önemli ölçüde farklıysa (elektronegatiflikteki fark 2'den büyükse: ΔEO>2), daha sonra elektronlardan biri neredeyse tamamen başka bir atoma aktarılır ve oluşumla birlikte iyonlar. Bu bağlantıya denir iyonik.

Temel kimyasal bağ türleri – kovalent, iyonik Ve metal iletişim. Gelin onlara daha yakından bakalım.

Kovalent kimyasal bağ

Kovalent bağ – bu kimyasal bir bağ nedeniyle oluşmuş ortak bir elektron çiftinin oluşumu A:B . Ayrıca iki atom örtüşmek atomik yörüngeler. Kovalent bir bağ, elektronegatiflikte küçük bir fark olan atomların etkileşimi ile oluşur (genellikle iki metal olmayan arasında) veya bir elementin atomları.

Kovalent bağların temel özellikleri

• odak,
• doygunluk,
• polarite,
• polarize edilebilirlik.

Bu bağlanma özellikleri maddelerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini etkiler.

İletişim yönü Maddelerin kimyasal yapısını ve formunu karakterize eder. İki bağ arasındaki açılara bağ açıları denir. Örneğin, bir su molekülünde H-O-H bağ açısı 104,45 o'dur, dolayısıyla su molekülü polardır ve bir metan molekülünde H-C-H bağ açısı 108 o 28' olur.

Doygunluk atomların sınırlı sayıda kovalent kimyasal bağ oluşturma yeteneğidir. Bir atomun oluşturabileceği bağ sayısına denir.

Polarite Bağlanma, farklı elektronegatifliğe sahip iki atom arasındaki elektron yoğunluğunun eşit olmayan dağılımı nedeniyle oluşur. Kovalent bağlar polar ve polar olmayan olarak ikiye ayrılır.

Polarize edilebilirlik bağlantılar bağ elektronlarının harici bir elektrik alanın etkisi altında kayma yeteneği(özellikle başka bir parçacığın elektrik alanı). Polarize edilebilirlik elektron hareketliliğine bağlıdır. Elektron çekirdeğe ne kadar uzaksa o kadar hareketlidir ve buna bağlı olarak molekül daha polarize olur.

Kovalent polar olmayan kimyasal bağ

2 tip kovalent bağ vardır; KUTUP Ve POLAR OLMAYAN .

Örnek . Hidrojen molekülü H2'nin yapısını ele alalım. Dış enerji seviyesindeki her hidrojen atomu 1 eşleşmemiş elektron taşır. Bir atomu görüntülemek için Lewis yapısını kullanırız; bu, elektronların noktalarla gösterildiği bir atomun dış enerji seviyesinin yapısının bir diyagramıdır. Lewis nokta yapısı modelleri, ikinci periyodun unsurlarıyla çalışırken oldukça faydalıdır.

H. + . H = H:H

Böylece, bir hidrojen molekülünde ortak bir elektron çifti ve bir H-H kimyasal bağı bulunur. Bu elektron çifti hidrojen atomlarından herhangi birine kaymaz çünkü Hidrojen atomları aynı elektronegatifliğe sahiptir. Bu bağlantıya denir kovalent polar olmayan .

Kovalent polar olmayan (simetrik) bağ eşit elektronegatifliğe sahip (genellikle aynı metal olmayanlar) atomlar tarafından oluşturulan ve dolayısıyla atom çekirdekleri arasında elektron yoğunluğunun düzgün bir şekilde dağıldığı kovalent bir bağdır.

Polar olmayan bağların dipol momenti 0'dır.

Örnekler: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalent polar kimyasal bağ

Kovalent polar bağ arasında oluşan kovalent bir bağdır. farklı elektronegatifliğe sahip atomlar (genellikle, çeşitli metal olmayanlar) ve karakterize edilir yer değiştirme elektron çiftinin daha elektronegatif bir atomla paylaşılması (polarizasyon).

Elektron yoğunluğu daha elektronegatif olan atoma kaydırılır - bu nedenle üzerinde kısmi bir negatif yük (δ-) belirir ve daha az elektronegatif olan atomda kısmi bir pozitif yük (δ+, delta +) belirir.

Atomların elektronegatifliği arasındaki fark ne kadar büyük olursa, o kadar yüksek olur. polarite bağlantılar ve daha fazlası dipol momenti . Komşu moleküller ve zıt işaretli yükler arasında ek çekici kuvvetler etki eder ve bu da artar. kuvvet iletişim.

Bağ polaritesi bileşiklerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Reaksiyon mekanizmaları ve hatta komşu bağların reaktivitesi bağın polaritesine bağlıdır. Bağlantının polaritesi çoğu zaman belirler molekül polaritesi ve dolayısıyla kaynama noktası ve erime noktası, polar çözücülerdeki çözünürlük gibi fiziksel özellikleri doğrudan etkiler.

Örnekler: HC1, C02, NH3.

Kovalent bağ oluşum mekanizmaları

Kovalent kimyasal bağlar 2 mekanizma ile oluşabilir:

1. Değişim mekanizması Kovalent bir kimyasal bağın oluşumu, her parçacığın ortak bir elektron çifti oluşturmak için eşlenmemiş bir elektron sağlamasıdır:

A . + . B= A:B

2. Kovalent bağ oluşumu, parçacıklardan birinin yalnız bir elektron çifti sağladığı ve diğer parçacığın bu elektron çifti için boş bir yörünge sağladığı bir mekanizmadır:

A: + B= A:B

Bu durumda atomlardan biri yalnız bir elektron çifti sağlar ( bağışçı) ve diğer atom bu çift için boş bir yörünge sağlar ( akseptör). Her iki bağın oluşması sonucunda elektronların enerjisi azalır, yani. bu atomlar için faydalıdır.

Verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan kovalent bir bağ farklı değil değişim mekanizması tarafından oluşturulan diğer kovalent bağların özelliklerinde. Verici-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağın oluşması, dış enerji seviyesinde çok sayıda elektrona sahip (elektron vericiler) veya tersine çok az sayıda elektrona sahip (elektron alıcıları) atomlar için tipiktir. Atomların değerlik yetenekleri ilgili bölümde daha ayrıntılı olarak tartışılmaktadır.

Bir donör-alıcı mekanizması tarafından kovalent bir bağ oluşturulur:

- bir molekülde karbon monoksit CO(Moleküldeki bağ üçlüdür, değişim mekanizmasıyla 2 bağ, biri donör-alıcı mekanizmasıyla oluşur): C≡O;

- V amonyum iyonu NH 4 +, iyonlarda organik aminlerörneğin metilamonyum iyonu CH3-NH2+'da;

- V karmaşık bileşikler merkezi atom ile ligand grupları arasında bir kimyasal bağ, örneğin sodyum tetrahidroksoalüminattaki alüminyum ve hidroksit iyonları arasındaki Na bağı;

- V nitrik asit ve tuzları- nitratlar: HNO 3, NaNO 3, diğer bazı nitrojen bileşiklerinde;

- bir molekülde ozon O3.

Kovalent bağların temel özellikleri

Kovalent bağlar tipik olarak ametal atomlar arasında oluşur. Kovalent bir bağın temel özellikleri şunlardır: uzunluk, enerji, çokluk ve yönlülük.

Kimyasal bağın çokluğu

Kimyasal bağın çokluğu - Bu Bir bileşikteki iki atom arasında paylaşılan elektron çifti sayısı. Bir bağın çokluğu, molekülü oluşturan atomların değerlerinden oldukça kolay bir şekilde belirlenebilir.

Örneğin , hidrojen molekülü H2'de bağ çokluğu 1'dir, çünkü Her hidrojenin dış enerji seviyesinde yalnızca 1 eşleşmemiş elektronu vardır, dolayısıyla bir ortak elektron çifti oluşur.

O 2 oksijen molekülünde bağ çokluğu 2'dir çünkü Dış enerji seviyesindeki her atomun 2 eşleşmemiş elektronu vardır: O=O.

Azot molekülü N2'de bağ çokluğu 3'tür çünkü Her atom arasında dış enerji seviyesinde 3 eşleşmemiş elektron vardır ve atomlar 3 ortak elektron çifti N≡N oluşturur.

Kovalent bağ uzunluğu

Kimyasal bağ uzunluğu bağı oluşturan atomların çekirdek merkezleri arasındaki mesafedir. Deneysel fiziksel yöntemlerle belirlenir. Bağ uzunluğu, AB molekülündeki bağ uzunluğunun A 2 ve B 2 moleküllerindeki bağ uzunluklarının toplamının yaklaşık yarısına eşit olduğu toplama kuralı kullanılarak yaklaşık olarak tahmin edilebilir:

Kimyasal bir bağın uzunluğu kabaca tahmin edilebilir. atom yarıçapına göre bir bağ oluşturmak veya iletişim çokluğuna göre Eğer atomların yarıçapları çok farklı değilse.

Bir bağı oluşturan atomların yarıçapı arttıkça bağ uzunluğu da artar.

Örneğin

Atomlar arasındaki bağların sayısı arttıkça (atom yarıçapları farklılık göstermez veya çok az farklılık gösterir), bağ uzunluğu azalacaktır.

Örneğin . C–C, C=C, C≡C serisinde bağ uzunluğu azalır.

İletişim enerjisi

Kimyasal bir bağın kuvvetinin ölçüsü bağ enerjisidir. İletişim enerjisi Bir bağı kırmak ve bu bağı oluşturan atomları birbirinden sonsuz uzaklığa uzaklaştırmak için gereken enerjiyle belirlenir.

Kovalent bir bağ çok dayanıklı. Enerjisi birkaç on ila birkaç yüz kJ/mol arasında değişir. Bağ enerjisi ne kadar yüksek olursa, bağ kuvveti de o kadar büyük olur ve bunun tersi de geçerlidir.

Kimyasal bir bağın gücü bağ uzunluğuna, bağ polaritesine ve bağ çokluğuna bağlıdır. Kimyasal bağ ne kadar uzun olursa kırılması o kadar kolay olur ve bağ enerjisi ne kadar düşük olursa gücü de o kadar düşük olur. Kimyasal bağ ne kadar kısa olursa o kadar güçlü olur ve bağ enerjisi de o kadar büyük olur.

Örneğin HF, HCl, HBr bileşikleri serisinde soldan sağa, kimyasal bağın kuvveti azalır, Çünkü Bağlantı uzunluğu artar.

İyonik kimyasal bağ

İyonik bağ bazlı bir kimyasal bağdır İyonların elektrostatik çekimi.

iyonlar atomların elektronları kabul etmesi veya bağışlaması sürecinde oluşur. Örneğin, tüm metallerin atomları dış enerji seviyesindeki elektronları zayıf bir şekilde tutar. Bu nedenle metal atomları şu şekilde karakterize edilir: onarıcı özellikler- elektron bağışlama yeteneği.

Örnek. Sodyum atomu enerji seviyesi 3'te 1 elektron içerir. Kolayca vazgeçerek, sodyum atomu soy gaz neon Ne'nin elektron konfigürasyonuyla çok daha kararlı Na + iyonunu oluşturur. Sodyum iyonu 11 proton ve yalnızca 10 elektron içerdiğinden iyonun toplam yükü -10+11 = +1'dir:

+11Hayır) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Hayır +) 2 ) 8

Örnek. Dış enerji seviyesindeki bir klor atomu 7 elektron içerir. Kararlı bir inert argon atomu Ar konfigürasyonunu elde etmek için klorun 1 elektron kazanması gerekir. Bir elektron eklendikten sonra elektronlardan oluşan kararlı bir klor iyonu oluşur. İyonun toplam yükü -1'dir:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Not:

• İyonların özellikleri atomların özelliklerinden farklıdır!
• Kararlı iyonlar yalnızca atomlar, ama aynı zamanda atom grupları. Örneğin: amonyum iyonu NH4+, sülfat iyonu SO42-, vb. Bu tür iyonların oluşturduğu kimyasal bağlar da iyonik olarak kabul edilir;
• İyonik bağlar genellikle birbirleri arasında oluşur metaller Ve ametaller(metal olmayan gruplar);

Ortaya çıkan iyonlar elektriksel çekim nedeniyle çekilir: Na + Cl -, Na2 + SO42-.

Görsel olarak özetleyelim kovalent ve iyonik bağ tipleri arasındaki fark:

Metal bağlantı göreceli olarak oluşan bir bağlantıdır serbest elektronlar arasında metal iyonlar, bir kristal kafes oluşturuyor.

Metal atomları genellikle dış enerji seviyesinde bulunur. bir ila üç elektron. Metal atomlarının yarıçapları kural olarak büyüktür - bu nedenle metal atomları, metal olmayanlardan farklı olarak dış elektronlarını oldukça kolay bırakırlar, yani. güçlü indirgeyici maddelerdir.

Elektron vererek metal atomları dönüşür pozitif yüklü iyonlar . Ayrılan elektronlar nispeten serbesttir hareket ediyorlar Pozitif yüklü metal iyonları arasında. Bu parçacıklar arasında bir bağlantı ortaya çıkıyor, Çünkü Paylaşılan elektronlar katmanlar halinde düzenlenmiş metal katyonlarını bir arada tutar Böylece oldukça güçlü bir metal kristal kafes . Bu durumda elektronlar sürekli olarak kaotik bir şekilde hareket ederler. Sürekli olarak yeni nötr atomlar ve yeni katyonlar ortaya çıkıyor.

Moleküller arası etkileşimler

Ayrı ayrı, bir maddedeki bireysel moleküller arasında ortaya çıkan etkileşimleri dikkate almakta fayda var - moleküller arası etkileşimler . Moleküller arası etkileşimler, yeni kovalent bağların görünmediği nötr atomlar arasındaki bir etkileşim türüdür. Moleküller arasındaki etkileşim kuvvetleri 1869'da Van der Waals tarafından keşfedildi ve onun adını aldı. Van dar Waals kuvvetleri. Van der Waals kuvvetleri ikiye ayrılır oryantasyon, tümevarım Ve dağıtıcı . Moleküller arası etkileşimlerin enerjisi, kimyasal bağların enerjisinden çok daha azdır.

Oryantasyon çekim kuvvetleri polar moleküller arasında meydana gelir (dipol-dipol etkileşimi). Bu kuvvetler polar moleküller arasında meydana gelir. Endüktif etkileşimler polar bir molekül ile polar olmayan bir molekül arasındaki etkileşimdir. Polar olmayan bir molekül, polar olanın etkisi nedeniyle polarize olur ve bu da ek elektrostatik çekim oluşturur.

Moleküller arası etkileşimin özel bir türü hidrojen bağlarıdır. - bunlar, yüksek derecede polar kovalent bağlara sahip moleküller arasında ortaya çıkan moleküller arası (veya molekül içi) kimyasal bağlardır - H-F, H-O veya H-N. Bir molekülde bu tür bağlar varsa, o zaman moleküller arasında ek çekici kuvvetler .

Eğitim mekanizması Hidrojen bağı kısmen elektrostatik, kısmen de verici-alıcıdır. Bu durumda elektron çifti donörü, güçlü elektronegatif bir elementin (F, O, N) bir atomudur ve alıcı, bu atomlara bağlı hidrojen atomlarıdır. Hidrojen bağları şu şekilde karakterize edilir: odak uzayda ve doyma

Hidrojen bağları noktalarla gösterilebilir: H ··· O. Hidrojene bağlı atomun elektronegatifliği ne kadar büyükse ve boyutu ne kadar küçükse, hidrojen bağı o kadar güçlü olur. Öncelikle bağlantılar için tipiktir hidrojen ile flor , en az onun kadar oksijen ve hidrojen , az hidrojen ile nitrojen .

Aşağıdaki maddeler arasında hidrojen bağları oluşur:

— hidrojen florür HF(gaz, sudaki hidrojen florür çözeltisi - hidroflorik asit), su H 2 O (buhar, buz, sıvı su):

— amonyak ve organik aminlerin çözeltisi- amonyak ve su molekülleri arasında;

— O-H veya N-H bağlarının olduğu organik bileşikler: alkoller, karboksilik asitler, aminler, amino asitler, fenoller, anilin ve türevleri, proteinler, karbonhidrat çözeltileri - monosakkaritler ve disakkaritler.

Hidrojen bağı maddelerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Böylece moleküller arasındaki ilave çekim, maddelerin kaynamasını zorlaştırır. Hidrojen bağına sahip maddelerin kaynama noktasında anormal bir artış görülür.

Örneğin Kural olarak, molekül ağırlığının artmasıyla birlikte maddelerin kaynama noktasında bir artış gözlenir. Ancak bazı maddelerde H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te kaynama noktalarında doğrusal bir değişiklik gözlemlemiyoruz.

Yani, suyun kaynama noktası anormal derecede yüksek - düz çizginin bize gösterdiği gibi -61 o C'den az değil, ama +100 o C'den çok daha fazlası. Bu anormallik, su molekülleri arasındaki hidrojen bağlarının varlığıyla açıklanmaktadır. Bu nedenle normal şartlarda (0-20 o C) su sıvı faz durumuna göre.

Dünyanın organizasyonunun kimyasal düzeyinde en az önemli rol, yapısal parçacıkların birbirine bağlanması ve birbirine bağlanması yoluyla oynanır. Basit maddelerin, yani ametallerin ezici çoğunluğu, kristal kafeste serbest elektronların paylaşılmasıyla gerçekleştirilen özel bir bağlanma yöntemine sahip olan saf formdaki metaller hariç, kovalent polar olmayan tipte bir bağa sahiptir.

Aşağıda belirtilecek olan türleri ve örnekleri veya daha kesin olarak, bu bağların bağlayıcı katılımcılardan birine lokalizasyonu veya kısmen yer değiştirmesi, belirli bir elementin elektronegatif özelliği ile tam olarak açıklanmaktadır. Yer değiştirme güçlü olduğu atoma doğru gerçekleşir.

Kovalent polar olmayan bağ

Kovalent polar olmayan bir bağın "formülü" basittir - aynı doğadaki iki atom, değerlik kabuklarının elektronlarını bir eklem çifti halinde birleştirir. Böyle bir çifte bölünmüş denir çünkü bağlamadaki her iki katılımcıya da eşit olarak aittir. Elektron yoğunluğunun bir çift elektron biçiminde sosyalleşmesi sayesinde atomlar dış elektronik seviyelerini tamamladıklarından daha kararlı bir duruma geçerler ve "sekizli" (veya basit durumda "çift") madde hidrojen H2, tamamlanması için iki elektron gerektiren tek bir s-orbitaline sahiptir), doldurulması minimum enerjili duruma karşılık geldiğinden, tüm atomların yöneldiği dış seviyenin durumudur.

Polar olmayan kovalent bağın inorganiklerde ve kulağa ne kadar tuhaf gelse de organik kimyada da bir örneği vardır. Bu tür bir bağ, asal gazlar hariç, metal olmayan tüm basit maddelerde doğaldır, çünkü bir inert gaz atomunun değerlik seviyesi zaten tamamlanmıştır ve bir elektron oktetine sahiptir, bu da benzer bir bağın yapılmadığı anlamına gelir. Bunun için mantıklıdır ve enerji açısından daha az faydalıdır. Organiklerde polarite, belirli bir yapıya sahip bireysel moleküllerde meydana gelir ve koşulludur.

Kovalent polar bağ

Polar olmayan kovalent bağ örneği basit bir maddenin birkaç molekülüyle sınırlıyken, elektron yoğunluğunun kısmen daha elektronegatif elemente doğru kaydığı dipol bileşikleri büyük çoğunluktadır. Farklı elektronegatiflik değerlerine sahip atomların herhangi bir kombinasyonu, polar bir bağ oluşturur. Özellikle organiklerdeki bağlar polar kovalent bağlardır. Bazen iyonik, inorganik oksitler de polardır ve tuzlarda ve asitlerde iyonik bağlanma türü hakimdir.

İyonik tipteki bileşikler bazen polar bağlanmanın aşırı bir durumu olarak kabul edilir. Elementlerden birinin elektronegatifliği diğerinden önemli ölçüde yüksekse, elektron çifti tamamen bağ merkezinden ona doğru kayar. İyonlara ayrılma bu şekilde gerçekleşir. Elektron çifti alan anyona dönüşerek negatif yük alır, elektron kaybeden ise katyona dönüşüp pozitif olur.

Kovalent polar olmayan tipte bağa sahip inorganik madde örnekleri

Kovalent polar olmayan bağa sahip maddeler, örneğin tüm ikili gaz molekülleridir: hidrojen (H - H), oksijen (O = O), nitrojen (molekülünde 2 atom, üçlü bir bağ (N ≡ N) ile bağlanır); sıvılar ve katılar: klor (Cl - Cl), flor (F - F), brom (Br - Br), iyot (I - I). Ayrıca farklı elementlerin atomlarından oluşan, ancak hemen hemen aynı elektronegatiflik değerine sahip karmaşık maddeler, örneğin fosfor hidrit - PH 3.

Organikler ve polar olmayan bağlanma

Her şeyin karmaşık olduğu çok açık. Şu soru ortaya çıkıyor: Karmaşık bir maddede apolar bir bağ nasıl olabilir? Biraz mantıklı düşünürseniz cevabı oldukça basittir. Bağlanan elemanların elektronegatiflik değerleri biraz farklılık gösteriyorsa ve bir bileşik oluşturmuyorsa, böyle bir bağın polar olmadığı düşünülebilir. Karbon ve hidrojende durum tam olarak budur: Organik maddedeki tüm C - H bağlarının polar olmadığı kabul edilir.

Polar olmayan bir kovalent bağın bir örneği, en basit metan molekülüdür ve değerliliğine göre tekli bağlarla dört hidrojen atomuna bağlanan bir karbon atomundan oluşur. Aslında molekül bir dipol değildir, çünkü bazı yönlerden tetrahedral yapısı nedeniyle içinde yüklerin lokalizasyonu yoktur. Elektron yoğunluğu eşit olarak dağılmıştır.

Polar olmayan kovalent bağın bir örneği daha karmaşık organik bileşiklerde ortaya çıkar. Mezomerik etkiler, yani karbon zinciri boyunca hızla kaybolan elektron yoğunluğunun sıralı olarak çekilmesi nedeniyle gerçekleştirilir. Bu nedenle, bir hekzakloroetan molekülünde, elektron yoğunluğunun altı klor atomu tarafından eşit şekilde çekilmesi nedeniyle C - C bağı polar değildir.

Diğer bağlantı türleri

Bu arada donör-alıcı mekanizması yoluyla da oluşabilen kovalent bağlara ek olarak iyonik, metalik ve hidrojen bağları da vardır. Sondan bir önceki ikisinin kısa özellikleri yukarıda sunulmuştur.

Hidrojen bağı, molekülün bir hidrojen atomu ve yalnız elektron çiftlerine sahip başka bir atom içermesi durumunda gözlemlenen moleküller arası bir elektrostatik etkileşimdir. Bu bağlanma türü diğerlerine göre çok daha zayıftır ancak maddede bu bağların birçoğu oluşabildiğinden dolayı bileşiğin özelliklerine önemli katkı sağlar.

Atomlardan birinin elektron verip katyon haline geldiği, diğer atomun ise elektron alıp anyon haline geldiği olay.

Kovalent bir bağın karakteristik özellikleri (yönlülük, doygunluk, polarite, polarize edilebilirlik) bileşiklerin kimyasal ve fiziksel özelliklerini belirler.

Bağlantının yönü, maddenin moleküler yapısı ve molekülünün geometrik şekli ile belirlenir. İki bağ arasındaki açılara bağ açıları denir.

Doyabilirlik, atomların sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneğidir. Bir atomun oluşturduğu bağların sayısı, dış atomik yörüngelerinin sayısıyla sınırlıdır.

Bağın polaritesi, atomların elektronegatifliklerindeki farklılıklar nedeniyle elektron yoğunluğunun eşit olmayan dağılımından kaynaklanmaktadır. Bu temelde, kovalent bağlar polar olmayan ve polar (polar olmayan - iki atomlu bir molekül aynı atomlardan (H2, Cl2, N2) oluşur ve her atomun elektron bulutları bu atomlara göre simetrik olarak dağıtılır) ayrılır. ; polar - iki atomlu bir molekül, farklı kimyasal elementlerin atomlarından oluşur ve genel elektron bulutu atomlardan birine doğru kayar, böylece moleküldeki elektrik yükünün dağılımında bir asimetri oluşturarak molekülün bir dipol momentini oluşturur).

Bir bağın polarize edilebilirliği, reaksiyona giren başka bir parçacığınki de dahil olmak üzere harici bir elektrik alanının etkisi altında bağ elektronlarının yer değiştirmesiyle ifade edilir. Polarize edilebilirlik elektron hareketliliği ile belirlenir. Kovalent bağların polaritesi ve polarize edilebilirliği, moleküllerin polar reaktiflere karşı reaktivitesini belirler.

Ancak iki kez Nobel Ödülü sahibi L. Pauling, "bazı moleküllerde ortak bir çift yerine bir veya üç elektrondan kaynaklanan kovalent bağlar bulunduğuna" dikkat çekti. Moleküler hidrojen iyonu H2+'da tek elektronlu bir kimyasal bağ gerçekleştirilir.

Moleküler hidrojen iyonu H2+ iki proton ve bir elektron içerir. Moleküler sistemin tek elektronu, iki protonun elektrostatik itmesini telafi eder ve onları 1,06 Å (H2 + kimyasal bağının uzunluğu) mesafede tutar. Moleküler sistemin elektron bulutunun elektron yoğunluğunun merkezi, Bohr yarıçapındaki α 0 =0,53 A'daki her iki protondan da eşit uzaklıkta olup, moleküler hidrojen iyonu H2+'nın simetri merkezidir.

Ansiklopedik YouTube

• 1 / 5

  Kovalent bir bağ, iki atom arasında paylaşılan bir çift elektron tarafından oluşturulur ve bu elektronların, her bir atomdan bir tane olmak üzere iki kararlı yörüngeyi işgal etmesi gerekir.

  A + + B → A: B

  Sosyalleşmenin bir sonucu olarak elektronlar dolu bir enerji düzeyi oluşturur. Bu seviyedeki toplam enerjileri başlangıç ​​durumundan daha azsa bir bağ oluşur (ve enerjideki fark bağ enerjisinden başka bir şey olmayacaktır).

  Moleküler yörüngeler teorisine göre, iki atomik yörüngenin üst üste binmesi, en basit durumda, iki moleküler yörüngenin (MO) oluşumuna yol açar: MO'yu bağlama Ve Bağlanmayı önleyici (gevşeten) MO. Paylaşılan elektronlar daha düşük enerjili bağ MO'da bulunur.

  Atomların rekombinasyonu sırasında bağ oluşumu

  Ancak atomlar arası etkileşimin mekanizması uzun süre bilinmiyordu. Sadece 1930'da F. London, anlık ve indüklenmiş (indüklenmiş) dipoller arasındaki etkileşim olan dağılım çekiciliği kavramını tanıttı. Günümüzde atom ve moleküllerin dalgalanan elektrik dipolleri arasındaki etkileşimden kaynaklanan çekim kuvvetlerine “London kuvvetleri” adı verilmektedir.

  Böyle bir etkileşimin enerjisi, elektronik polarizasyon a'nın karesiyle doğru orantılıdır ve iki atom veya molekül arasındaki mesafenin altıncı kuvvetiyle ters orantılıdır.

  Donör-alıcı mekanizmasıyla bağ oluşumu

  Önceki bölümde özetlenen homojen kovalent bağ oluşumu mekanizmasına ek olarak, hidrit iyonu adı verilen zıt yüklü iyonların - H + proton ve negatif hidrojen iyonu H - - etkileşimi olan heterojen bir mekanizma vardır:

  H + + H - → H 2

  İyonlar yaklaştıkça, hidrit iyonunun iki elektronlu bulutu (elektron çifti) proton tarafından çekilir ve sonuçta her iki hidrojen çekirdeği için ortak hale gelir, yani bir bağlayıcı elektron çiftine dönüşür. Bir elektron çifti sağlayan parçacığa verici, bu elektron çiftini kabul eden parçacığa da alıcı denir. Bu kovalent bağ oluşumu mekanizmasına donör-alıcı denir.

  H + + H 2 Ö → H 3 Ö +

  Bir proton, bir su molekülünün yalnız elektron çiftine saldırır ve asitlerin sulu çözeltilerinde bulunan kararlı bir katyon oluşturur.

  Benzer şekilde, karmaşık bir amonyum katyonu oluşturmak için bir amonyak molekülüne bir proton eklenir:

  NH3 + H + → NH4 +

  Bu şekilde (kovalent bağ oluşumunun verici-alıcı mekanizmasına göre), amonyum, oksonyum, fosfonyum, sülfonyum ve diğer bileşikleri içeren geniş bir onyum bileşiği sınıfı elde edilir.

  Bir hidrojen molekülü, bir protonla temas ettiğinde moleküler bir hidrojen iyonu H3 + oluşumuna yol açan bir elektron çiftinin donörü olarak hareket edebilir:

  H2 + H+ → H3 +

  Moleküler hidrojen iyonu H3 +'nın bağlanma elektron çifti aynı anda üç protona aittir.

  Kovalent bağ türleri

  Oluşum mekanizmasında farklılık gösteren üç tip kovalent kimyasal bağ vardır:

  1. Basit kovalent bağ. Oluşumu için her atom bir eşleşmemiş elektron sağlar. Basit bir kovalent bağ oluştuğunda atomların formal yükleri değişmeden kalır.

  • Basit bir kovalent bağ oluşturan atomlar aynıysa, bağı oluşturan atomlar eşit olarak paylaşılan bir elektron çiftine sahip olduğundan moleküldeki atomların gerçek yükleri de aynıdır. Bu bağlantıya denir polar olmayan kovalent bağ. Basit maddelerin böyle bir bağlantısı vardır, örneğin: 2, 2, 2. Ancak yalnızca aynı türden ametaller kovalent polar olmayan bir bağ oluşturamaz. Elektronegatifliği eşit öneme sahip metal olmayan elementler de kovalent polar olmayan bir bağ oluşturabilir; örneğin, PH 3 molekülünde bağ kovalent polar değildir, çünkü hidrojenin EO'su fosforun EO'suna eşittir.
  • Atomlar farklıysa, paylaşılan bir elektron çiftinin sahip olma derecesi, atomların elektronegatifliklerindeki farkla belirlenir. Daha büyük elektronegatifliğe sahip bir atom, bir çift bağ elektronunu kendisine daha güçlü bir şekilde çeker ve gerçek yükü negatif olur. Elektronegatifliği daha düşük olan bir atom buna göre aynı büyüklükte pozitif bir yük kazanır. İki farklı ametal arasında bir bileşik oluşuyorsa böyle bir bileşiğe denir. kovalent polar bağ.

  Etilen molekülü C2H4'te bir çift bağ CH2 = CH2 vardır, elektronik formülü: H:C::C:H. Tüm etilen atomlarının çekirdekleri aynı düzlemde bulunur. Her karbon atomunun üç elektron bulutu, aynı düzlemdeki diğer atomlarla (aralarındaki açı yaklaşık 120° olan) üç kovalent bağ oluşturur. Karbon atomunun dördüncü değerlik elektronunun bulutu, molekül düzleminin üstünde ve altında bulunur. Molekül düzleminin üstünde ve altında kısmen üst üste binen her iki karbon atomunun bu tür elektron bulutları, karbon atomları arasında ikinci bir bağ oluşturur. Karbon atomları arasındaki ilk, daha güçlü kovalent bağa σ bağı denir; ikinci, daha zayıf kovalent bağa denir π (\displaystyle \pi )- iletişim.

  Doğrusal bir asetilen molekülünde

  N-S≡S-N (N: S::: S: N)

  Karbon ve hidrojen atomları arasında σ bağları, iki karbon atomu arasında bir σ bağı ve iki π (\displaystyle \pi )-aynı karbon atomları arasındaki bağlar. İki π (\displaystyle \pi )-bağlar, σ-bağının etki alanının üzerinde karşılıklı olarak dik iki düzlemde bulunur.

  Döngüsel benzen molekülü C6H6'nın altı karbon atomunun tümü aynı düzlemde bulunur. Halka düzlemindeki karbon atomları arasında σ bağları vardır; Her karbon atomu hidrojen atomlarıyla aynı bağlara sahiptir. Karbon atomları bu bağları oluşturmak için üç elektron harcar. Sekiz rakamına benzeyen karbon atomlarının dördüncü değerlik elektron bulutları, benzen molekülünün düzlemine dik olarak yerleştirilmiştir. Bu tür bulutların her biri, komşu karbon atomlarının elektron bulutlarıyla eşit şekilde örtüşür. Bir benzen molekülünde üç ayrı değil π (\displaystyle \pi )-bağlantılar, ancak tek bir π (\displaystyle \pi) dielektrikler veya yarı iletkenler. Atomik kristallerin (birbirlerine kovalent (atomik) bağlarla bağlanan atomlar) tipik örnekleri şunlardır:

  Tanım

  Kovalent bağ, değerlik elektronlarını paylaşan atomların oluşturduğu kimyasal bir bağdır. Kovalent bir bağ oluşumunun ön koşulu, değerlik elektronlarının bulunduğu atomik yörüngelerin (AO) örtüşmesidir. En basit durumda, iki AO'nun örtüşmesi iki moleküler yörüngenin (MO) oluşumuna yol açar: bir bağlayıcı MO ve bir antibağ (antibağ) MO. Paylaşılan elektronlar daha düşük enerjili bağ MO'da bulunur:

  Eğitim İletişimi

  Kovalent bağ (atomik bağ, homeopolar bağ) - her atomdan bir tane olmak üzere iki elektronun elektron paylaşımı nedeniyle iki atom arasındaki bağ:

  A. + B. -> A: B

  Bu nedenle homeopolar ilişki yönlüdür. Bağı gerçekleştiren elektron çifti aynı anda her iki bağlı atoma da aittir, örneğin:

  	..		..						..
  :	Cl	:	Cl	:			H	:	Ö	:	H
  	..		..						..

  Kovalent bağ türleri

  Oluşum mekanizmaları farklı olan üç tip kovalent kimyasal bağ vardır:

  1. Basit kovalent bağ. Oluşumu için her atom bir eşleşmemiş elektron sağlar. Basit bir kovalent bağ oluştuğunda atomların formal yükleri değişmeden kalır. Basit bir kovalent bağ oluşturan atomlar aynıysa, moleküldeki atomların gerçek yükleri de aynıdır, çünkü bağı oluşturan atomlar eşit olarak paylaşılan bir elektron çiftine sahiptir, böyle bir bağa polar olmayan kovalent denir. bağlamak. Atomlar farklıysa, paylaşılan bir elektron çiftine sahip olma derecesi, atomların elektronegatifliğindeki farkla belirlenir; elektronegatifliği daha yüksek olan bir atom, daha büyük ölçüde bir çift bağ elektronuna sahiptir ve bu nedenle bu doğrudur. yükün negatif bir işareti vardır, elektronegatifliği daha düşük olan bir atom aynı yükü alır, ancak pozitif bir işarete sahiptir.

  Sigma (σ)-, pi (π)-bağları, organik bileşik moleküllerindeki kovalent bağ türlerinin yaklaşık bir açıklamasıdır; σ-bağı, elektron bulutunun yoğunluğunun bağlanma ekseni boyunca maksimum olmasıyla karakterize edilir. atomların çekirdeği. Bir π bağı oluştuğunda, elektron bulutlarının yanal örtüşmesi adı verilen olay meydana gelir ve elektron bulutunun yoğunluğu, σ bağ düzleminin "üstünde" ve "altında" maksimum olur. Örneğin etilen, asetilen ve benzeni ele alalım.

  Etilen molekülü C2H4'te bir çift bağ CH2 = CH2 vardır, elektronik formülü: H:C::C:H. Tüm etilen atomlarının çekirdekleri aynı düzlemde bulunur. Her karbon atomunun üç elektron bulutu, aynı düzlemdeki diğer atomlarla (aralarındaki açı yaklaşık 120° olan) üç kovalent bağ oluşturur. Karbon atomunun dördüncü değerlik elektronunun bulutu, molekül düzleminin üstünde ve altında bulunur. Molekül düzleminin üstünde ve altında kısmen örtüşen her iki karbon atomunun bu tür elektron bulutları, karbon atomları arasında ikinci bir bağ oluşturur. Karbon atomları arasındaki ilk, daha güçlü kovalent bağa σ bağı denir; ikinci, daha zayıf kovalent bağa π bağı denir.

  Doğrusal bir asetilen molekülünde

  N-S≡S-N (N: S::: S: N)

  Karbon ve hidrojen atomları arasında σ bağları, iki karbon atomu arasında bir σ bağı ve aynı karbon atomları arasında iki π bağı vardır. İki π-bağı, σ-bağının etki alanının üzerinde karşılıklı olarak dik iki düzlemde bulunur.

  Döngüsel benzen molekülü C6H6'nın altı karbon atomunun tümü aynı düzlemde bulunur. Halka düzlemindeki karbon atomları arasında σ bağları vardır; Her karbon atomu hidrojen atomlarıyla aynı bağlara sahiptir. Karbon atomları bu bağları oluşturmak için üç elektron harcar. Sekiz rakamına benzeyen karbon atomlarının dördüncü değerlik elektron bulutları, benzen molekülünün düzlemine dik olarak yerleştirilmiştir. Bu tür bulutların her biri, komşu karbon atomlarının elektron bulutlarıyla eşit şekilde örtüşür. Bir benzen molekülünde üç ayrı π bağı değil, tüm karbon atomlarında ortak olan altı elektronlu tek bir π elektron sistemi oluşturulur. Benzen molekülündeki karbon atomları arasındaki bağlar tamamen aynıdır.

  Elektron bulutlarının örtüşmesi sırasında meydana gelen elektronların paylaşılması (ortak elektron çiftleri oluşturmak için) sonucunda kovalent bir bağ oluşur. Kovalent bir bağın oluşumu iki atomun elektron bulutlarını içerir. İki ana kovalent bağ türü vardır:

  • Aynı kimyasal elementin ametal atomları arasında kovalent polar olmayan bir bağ oluşur. Basit maddeler, örneğin O2, böyle bir bağlantıya sahiptir; N2; Ç 12.
  • Farklı ametallerin atomları arasında polar bir kovalent bağ oluşur.

  Ayrıca bakınız

  Edebiyat

  • “Kimyasal Ansiklopedik Sözlük”, M., “Sovyet Ansiklopedisi”, 1983, s.264.

  Organik Kimya
  Organik bileşiklerin listesi

  Yapısal kimya
  Kimyasal bağ:	Aromatiklik | Kovalent bağ| İyonik bağ | Metal bağlantı | Hidrojen bağı | Bağışçı-alıcı bağı | Tatomerizm
  Yapı ekranı:	Fonksiyonel grup | Yapısal formül | Kimyasal formül | Ligand
  Elektronik özellikler:	Elektronegatiflik | Elektron ilgisi | İyonlaşma enerjisi | Dipol | Sekizli kuralı
  Stereokimya:	Asimetrik atom | İzomerizm | Yapılandırma | Kiralite | konformasyon

  
  

  Wikimedia Vakfı. 2010.

  • Büyük Politeknik Ansiklopedisi

  KİMYASAL BAĞLAR, atomların bir araya gelerek molekülleri oluşturduğu mekanizmadır. Zıt yüklerin çekilmesine veya elektron değişimi yoluyla kararlı konfigürasyonların oluşmasına dayanan bu tür bağların çeşitli türleri vardır. Bilimsel ve teknik ansiklopedik sözlük

  Kimyasal bağ- KİMYASAL BAĞ, atomların etkileşimi, bunların moleküller ve kristaller halinde birleşmesine neden olur. Kimyasal bir bağın oluşumu sırasında etki eden kuvvetler esas olarak elektriksel niteliktedir. Kimyasal bir bağın oluşumuna yeniden yapılanma eşlik eder... ... Resimli Ansiklopedik Sözlük

  Atomların karşılıklı çekimi, moleküllerin ve kristallerin oluşumuna yol açar. Bir molekülde veya bir kristalde komşu atomlar arasında kimyasal yapılar bulunduğunu söylemek gelenekseldir. Bir atomun değerliği (aşağıda daha ayrıntılı olarak ele alınmıştır) bağların sayısını gösterir... Büyük Sovyet Ansiklopedisi

  Kimyasal bağ- Atomların karşılıklı çekiciliği, moleküllerin ve kristallerin oluşumuna yol açar. Bir atomun değerliliği, belirli bir atomun komşu atomlarla oluşturduğu bağların sayısını gösterir. “Kimyasal yapı” terimi Akademisyen A. M. Butlerov tarafından ... ... Ansiklopedik Metalurji Sözlüğü

  İyonik bağ, elektronegatiflik açısından büyük bir farka sahip atomlar arasında oluşan, paylaşılan elektron çiftinin tamamen daha yüksek elektronegatifliğe sahip atoma aktarıldığı güçlü bir kimyasal bağdır. Bir örnek CsF bileşiğidir... Vikipedi

  Kimyasal bağlanma, sistemin toplam enerjisinde bir azalmanın eşlik ettiği, bağlanma parçacıklarının elektron bulutlarının örtüşmesinin neden olduğu atomların etkileşimi olgusudur. "Kimyasal yapı" terimi ilk kez 1861'de A. M. Butlerov tarafından tanıtıldı... ... Vikipedi

  Pirinç. 2.1. Atomlardan molekül oluşumuna eşlik eder değerlik yörüngelerindeki elektronların yeniden dağıtımı ve şuna yol açar enerji kazancı,çünkü moleküllerin enerjisi, etkileşime girmeyen atomların enerjisinden daha az olduğu ortaya çıkar. Şekil, hidrojen atomları arasında polar olmayan bir kovalent kimyasal bağ oluşumunun bir diyagramını göstermektedir.

  §2 Kimyasal bağ

  Normal koşullar altında moleküler durum atomik duruma göre daha kararlıdır. (Şekil 2.1). Atomlardan molekül oluşumuna, değerlik yörüngelerindeki elektronların yeniden dağıtımı eşlik eder ve moleküllerin enerjisi, etkileşime girmeyen atomların enerjisinden daha az olduğundan enerji kazancına yol açar.(Ek 3). Moleküllerde atomları tutan kuvvetlere topluca denir. Kimyasal bağ.

  Atomlar arasındaki kimyasal bağ değerlik elektronları tarafından gerçekleştirilir ve doğası gereği elektrikseldir. . Dört ana kimyasal bağ türü vardır: kovalent,iyonik,metal Ve hidrojen.

  1 Kovalent bağ

  Elektron çiftleri tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağa atomik veya kovalent denir. . Kovalent bağ içeren bileşiklere atomik veya kovalent denir .

  Kovalent bir bağ oluştuğunda, enerji salınımıyla birlikte etkileşime giren atomların elektron bulutlarının örtüşmesi meydana gelir (Şekil 2.1). Bu durumda, pozitif yüklü atom çekirdekleri arasında artan negatif yük yoğunluğuna sahip bir bulut belirir. Farklı yükler arasındaki Coulomb çekim kuvvetlerinin etkisinden dolayı, negatif yükün yoğunluğundaki artış çekirdeklerin bir araya gelmesini kolaylaştırır.

  Kovalent bağ, atomların dış kabuklarındaki eşlenmemiş elektronlar tarafından oluşturulur. . Bu durumda zıt spinli elektronlar oluşur. elektron çifti(Şekil 2.2), etkileşen atomlarda ortaktır. Atomlar arasında bir kovalent bağ (bir ortak elektron çifti) ortaya çıkarsa buna tek, çift, çift vb. denir.

  Enerji, kimyasal bir bağın gücünün bir ölçüsüdür. e bağı kırmak için harcanan sv (tek tek atomlardan bir bileşik oluştururken enerji kazancı). Bu enerji genellikle 1 mol başına ölçülür. maddeler ve mol başına kilojoule (kJ∙mol –1) cinsinden ifade edilir. Tek bir kovalent bağın enerjisi 200–2000 kJmol –1 aralığındadır.

  

  

  Pirinç. 2.2. Kovalent bağ, bir elektron çiftinin bir değişim mekanizması yoluyla paylaşılması nedeniyle ortaya çıkan en yaygın kimyasal bağ türüdür. (A) Etkileşen atomların her biri bir elektron sağladığında veya bir verici-alıcı mekanizması yoluyla (B) Bir elektron çifti ortak kullanım için bir atom (verici) tarafından başka bir atoma (alıcı) aktarıldığında.

  Kovalent bir bağın özellikleri vardır doygunluk ve odak . Kovalent bir bağın doygunluğu, atomların komşularıyla, eşlenmemiş değerlik elektronlarının sayısına göre belirlenen sınırlı sayıda bağ oluşturma yeteneği olarak anlaşılmaktadır. Kovalent bağın yönlülüğü, atomları birbirine yakın tutan kuvvetlerin atom çekirdeğini birleştiren düz çizgi boyunca yönlendirildiği gerçeğini yansıtır. Ayrıca, kovalent bağ polar veya apolar olabilir .

  Ne zaman polar olmayan Kovalent bir bağda, ortak bir elektron çiftinin oluşturduğu elektron bulutu, her iki atomun çekirdeğine göre uzayda simetrik olarak dağıtılır. Basit maddelerin atomları arasında, örneğin diatomik moleküller oluşturan özdeş gaz atomları arasında (O2, H2, N2, Cl2, vb.) Polar olmayan bir kovalent bağ oluşur.

  Ne zaman kutupsal Kovalent bağda bağın elektron bulutu atomlardan birine doğru kayar. Atomlar arasında polar kovalent bağların oluşması karmaşık maddelerin karakteristik özelliğidir. Bir örnek, uçucu inorganik bileşiklerin molekülleridir: HCl, H20, NH3, vb.

  Kovalent bir bağ oluşumu sırasında toplam elektron bulutunun atomlardan birine doğru yer değiştirme derecesi (bağ polarite derecesi ) esas olarak atom çekirdeğinin yükü ve etkileşen atomların yarıçapı tarafından belirlenir .

  Bir atom çekirdeğinin yükü ne kadar büyük olursa, elektron bulutunu o kadar güçlü çeker. Aynı zamanda, atomun yarıçapı ne kadar büyük olursa, dıştaki elektronlar atom çekirdeğinin yakınında o kadar zayıf tutulur. Bu iki faktörün birleşik etkisi, farklı atomların kovalent bağ bulutunu kendilerine doğru "çekme" konusundaki farklı yetenekleriyle ifade edilir.

  Bir moleküldeki atomun elektronları kendine çekme yeteneğine elektronegatiflik denir. . Dolayısıyla elektronegatiflik, bir atomun kovalent bir bağı polarize etme yeteneğini karakterize eder: Bir atomun elektronegatifliği ne kadar büyük olursa, kovalent bağın elektron bulutu o kadar güçlü bir şekilde ona doğru kayar. .

  Elektronegatifliği ölçmek için çeşitli yöntemler önerilmiştir. Bu durumda en açık fiziksel anlam, elektronegatifliği belirleyen Amerikalı kimyager Robert S. Mulliken'in önerdiği yöntemde yatmaktadır.  Bir atomun enerjisinin toplamının yarısı kadar e e Elektron ilgisi ve enerjisi e Ben atomun iyonlaşması:

  . (2.1)

  İyonlaşma enerjisi Atom, bir elektronu ondan “koparmak” ve onu sonsuz bir mesafeye çıkarmak için harcanması gereken enerjidir. İyonlaşma enerjisi, atomların fotoiyonlaşmasıyla veya atomların bir elektrik alanında hızlandırılan elektronlarla bombardıman edilmesiyle belirlenir. Atomları iyonlaştırmaya yetecek foton veya elektron enerjisinin en küçük değerine iyonlaşma enerjisi denir. e Ben. Bu enerji genellikle elektron volt (eV) cinsinden ifade edilir: 1 eV = 1,610 –19 J.

  Atomlar dış elektronlardan vazgeçmeye en istekli olanlardır metaller dış kabukta az sayıda eşleşmemiş elektron (1, 2 veya 3) içerir. Bu atomlar en düşük iyonlaşma enerjisine sahiptir. Bu nedenle, iyonlaşma enerjisinin büyüklüğü, bir elementin "metallik" oranının daha fazla veya daha az olduğunun bir ölçüsü olarak hizmet edebilir: iyonlaşma enerjisi ne kadar düşükse, o kadar belirgindir. metalözellikler eleman.

  D.I. Mendeleev'in periyodik element sisteminin aynı alt grubunda, bir elementin atom numarasındaki artışla, iyonlaşma enerjisi azalır (Tablo 2.1), bu da atom yarıçapındaki bir artışla ilişkilidir (Tablo 1.2) ve sonuç olarak, dış elektronların çekirdekle bağının zayıflamasıyla. Aynı periyotta bulunan elementlerin iyonlaşma enerjisi atom numarası arttıkça artar. Bunun nedeni atom yarıçapındaki azalma ve nükleer yükteki artıştır.

  Enerji e e Serbest bir atoma bir elektron eklendiğinde açığa çıkan atoma denir. Elektron ilgisi(ayrıca eV olarak ifade edilir). Yüklü bir elektron bazı nötr atomlara bağlandığında enerjinin salınması (absorbe edilmesi yerine), doğadaki en kararlı atomların dış kabukları dolu olan atomlar olduğu gerçeğiyle açıklanmaktadır. Bu nedenle, bu kabukların "biraz doldurulmamış" olduğu atomlar için (yani dolmadan önce 1, 2 veya 3 elektron eksik), elektronları kendilerine bağlayarak negatif yüklü iyonlara 1 dönüştürmek enerji açısından uygundur. Bu tür atomlar, örneğin, D.I. Mendeleev'in periyodik sisteminin yedinci grubunun (ana alt grup) elemanları olan halojen atomlarını (Tablo 2.1) içerir. Metal atomlarının elektron ilgisi genellikle sıfır veya negatiftir; İlave elektronların eklenmesi enerji açısından sakıncalıdır; onları atomların içinde tutmak için ilave enerji gerekir. Ametal atomların elektron ilgisi her zaman pozitiftir ve ne kadar büyükse, ametal periyodik tablodaki soy (inert) bir gaza o kadar yakın konumdadır. Bu bir artışa işaret ediyor metalik olmayan özellikler dönemin sonuna yaklaşırken.

  Bütün söylenenlerden, atomların elektronegatifliğinin (2.1) her periyodun elemanları için soldan sağa doğru arttığı ve Mendeleev periyodikinin aynı grubunun elemanları için yukarıdan aşağıya doğru azaldığı açıktır. sistem. Bununla birlikte, atomlar arasındaki kovalent bağın polarite derecesini karakterize etmek için önemli olanın elektronegatifliğin mutlak değeri değil, bağı oluşturan atomların elektronegatifliklerinin oranı olduğunu anlamak zor değildir. Bu yüzden pratikte göreceli elektronegatiflik değerlerini kullanırlar(Tablo 2.1), lityumun elektronegatifliğini birlik olarak alarak.

  Kovalent bir kimyasal bağın polaritesini karakterize etmek için atomların bağıl elektronegatifliklerindeki fark kullanılır.. Tipik olarak A ve B atomları arasındaki bağın tamamen kovalent olduğu kabul edilir;  A – B|0,5.