კოვალენტური, იონური და მეტალიკი არის ქიმიური ბმის სამი ძირითადი ტიპი.

მოდით გავიგოთ მეტი კოვალენტური ქიმიური ბმა. განვიხილოთ მისი წარმოშობის მექანიზმი. მაგალითად ავიღოთ წყალბადის მოლეკულის წარმოქმნა:

1s ელექტრონის მიერ წარმოქმნილი სფერული სიმეტრიული ღრუბელი აკრავს თავისუფალი წყალბადის ატომის ბირთვს. როდესაც ატომები უახლოვდებიან ერთმანეთს გარკვეულ მანძილზე, მათი ორბიტალები ნაწილობრივ ემთხვევა ერთმანეთს (იხ. ნახ.), შედეგად, ორივე ბირთვის ცენტრს შორის ჩნდება მოლეკულური ორელექტრონული ღრუბელი, რომელსაც აქვს ელექტრონის მაქსიმალური სიმკვრივე ბირთვებს შორის არსებულ სივრცეში. უარყოფითი მუხტის სიმკვრივის მატებასთან ერთად, მოლეკულურ ღრუბელსა და ბირთვებს შორის მიზიდულობის ძალები მკვეთრად იზრდება.

ამრიგად, ჩვენ ვხედავთ, რომ კოვალენტური ბმა იქმნება ატომების ელექტრონული ღრუბლების გადაფარვით, რასაც თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა. თუ შეხებასთან მიახლოებული ატომების ბირთვებს შორის მანძილი არის 0,106 ნმ, მაშინ ელექტრონული ღრუბლების გადახურვის შემდეგ ეს იქნება 0,074 ნმ. რაც უფრო დიდია ელექტრონის ორბიტალების გადახურვა, მით უფრო ძლიერია ქიმიური ბმა.

კოვალენტურიდაურეკა ელექტრონული წყვილების მიერ განხორციელებული ქიმიური კავშირი. კოვალენტური ბმის მქონე ნაერთებს ე.წ ჰომეოპოლარულიან ატომური.

არსებობს ორი სახის კოვალენტური ბმა: პოლარულიდა არაპოლარული.

არაპოლარულით კოვალენტური ბმა, რომელიც წარმოიქმნება ელექტრონების საერთო წყვილით, ელექტრონული ღრუბელი სიმეტრიულად ნაწილდება ორივე ატომის ბირთვებთან მიმართებაში. მაგალითი შეიძლება იყოს დიატომიური მოლეკულები, რომლებიც შედგება ერთი ელემენტისგან: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 და სხვა, რომლებშიც ელექტრონული წყვილი ორივე ატომს თანაბრად ეკუთვნის.

პოლარზე კოვალენტურ კავშირში ელექტრონული ღრუბელი გადაადგილებულია ატომისკენ უფრო მაღალი შედარებითი ელექტრონეგატიურობით. მაგალითად, აქროლადი არაორგანული ნაერთების მოლეკულები, როგორიცაა H 2 S, HCl, H 2 O და სხვა.

HCl მოლეკულის ფორმირება შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

იმიტომ რომ ქლორის ატომის ფარდობითი ელექტრონეგატიურობა (2.83) მეტია, ვიდრე წყალბადის ატომისა (2.1), ელექტრონული წყვილი გადადის ქლორის ატომისკენ.

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის გაცვლის მექანიზმის გარდა - გადახურვის გამო, ასევე არსებობს დონორ-მიმღებიმისი ფორმირების მექანიზმი. ეს არის მექანიზმი, რომელშიც კოვალენტური ბმის ფორმირება ხდება ერთი ატომის (დონორის) ორელექტრონული ღრუბლის და სხვა ატომის (მიმღების) თავისუფალი ორბიტალის გამო. მოდით შევხედოთ ამონიუმის NH 4 + წარმოქმნის მექანიზმის მაგალითს.ამიაკის მოლეკულაში აზოტის ატომს აქვს ორელექტრონული ღრუბელი:

წყალბადის იონს აქვს თავისუფალი 1s ორბიტალი, ავღნიშნოთ როგორც .

ამონიუმის იონის წარმოქმნის პროცესში აზოტის ორელექტრონული ღრუბელი ჩვეულებრივი ხდება აზოტისა და წყალბადის ატომებისთვის, რაც ნიშნავს, რომ იგი გარდაიქმნება მოლეკულურ ელექტრონულ ღრუბლად. ამრიგად, ჩნდება მეოთხე კოვალენტური ბმა. ამონიუმის წარმოქმნის პროცესი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

წყალბადის იონის მუხტი იშლება ყველა ატომს შორის და ორელექტრონული ღრუბელი, რომელიც ეკუთვნის აზოტს, ხდება წყალბადის საერთო.

გაქვთ რაიმე შეკითხვები? არ იცით როგორ გააკეთოთ საშინაო დავალება?
დამრიგებლის დახმარების მისაღებად - დარეგისტრირდით.
პირველი გაკვეთილი უფასოა!

საიტი, მასალის სრული ან ნაწილობრივი კოპირებით, საჭიროა წყაროს ბმული.

კოვალენტური ქიმიური ბმახდება ელექტრონეგატიურობის ახლო ან თანაბარი მნიშვნელობების მქონე ატომებს შორის. დავუშვათ, რომ ქლორი და წყალბადი მიდრეკილნი არიან აიღონ ელექტრონები და მიიღონ უახლოესი კეთილშობილი გაზის სტრუქტურა, მაშინ არცერთი მათგანი არ დათმობს ელექტრონს მეორეს. როგორ უკავშირდებიან მაინც? ეს მარტივია - ისინი ერთმანეთს გაუზიარებენ, წარმოიქმნება საერთო ელექტრონული წყვილი.

ახლა განვიხილოთ კოვალენტური ბმის განმასხვავებელი ნიშნები.

იონური ნაერთებისგან განსხვავებით, კოვალენტური ნაერთების მოლეკულები ერთმანეთთან შენარჩუნებულია „ინტერმოლეკულური ძალებით“, რომლებიც ქიმიურ ბმებზე ბევრად სუსტია. ამ მხრივ დამახასიათებელია კოვალენტური ბმა გაჯერება- შეზღუდული რაოდენობის ობლიგაციების ფორმირება.

ცნობილია, რომ ატომური ორბიტალები სივრცეში გარკვეული გზით არის ორიენტირებული, ამიტომ ბმის წარმოქმნისას ხდება ელექტრონული ღრუბლების გადახურვა გარკვეული მიმართულებით. იმათ. კოვალენტური ბმის ისეთი თვისება რეალიზებულია როგორც ორიენტაცია.

თუ მოლეკულაში კოვალენტური ბმა იქმნება იდენტური ატომებით ან თანაბარი ელექტროუარყოფითობის ატომებით, მაშინ ასეთ კავშირს არ აქვს პოლარობა, ანუ ელექტრონის სიმკვრივე ნაწილდება სიმეტრიულად. ჰქვია არაპოლარული კოვალენტური ბმა ( H2, Cl2, O2 ). ობლიგაციები შეიძლება იყოს ერთჯერადი, ორმაგი ან სამმაგი.

თუ ატომების ელექტრონეგატიურობა განსხვავდება, მაშინ როდესაც ისინი გაერთიანდებიან, ელექტრონის სიმკვრივე ნაწილდება არათანაბრად ატომებსა და ფორმებს შორის. კოვალენტური პოლარული ბმა(HCl, H 2 O, CO), რომელთა სიმრავლე ასევე შეიძლება განსხვავებული იყოს. როდესაც ამ ტიპის ბმა იქმნება, უფრო ელექტროუარყოფითი ატომი იძენს ნაწილობრივ უარყოფით მუხტს, ხოლო დაბალი ელექტრონეგატიურობის ატომი იძენს ნაწილობრივ დადებით მუხტს (δ- და δ+). წარმოიქმნება ელექტრული დიპოლი, რომელშიც საპირისპირო ნიშნის მუხტები განლაგებულია ერთმანეთისგან გარკვეულ მანძილზე. დიპოლური მომენტი გამოიყენება ბმის პოლარობის საზომად:

რაც უფრო გამოხატულია ნაერთის პოლარობა, მით უფრო დიდია დიპოლური მომენტი. მოლეკულები იქნება არაპოლარული, თუ დიპოლური მომენტი ნულის ტოლია.

ზემოაღნიშნულ მახასიათებლებთან დაკავშირებით შეიძლება დავასკვნათ, რომ კოვალენტური ნაერთები აქროლადია და აქვთ დაბალი დნობის და დუღილის წერტილები. ელექტრული დენი ვერ გაივლის ამ კავშირებს, ამიტომ ისინი ცუდი გამტარები და კარგი იზოლატორები არიან. როდესაც სითბო გამოიყენება, მრავალი კოვალენტურად შეკრული ნაერთი აალდება. უმეტესწილად, ეს არის ნახშირწყალბადები, ასევე ოქსიდები, სულფიდები, არამეტალების ჰალოგენები და გარდამავალი ლითონები.

რომელშიც ერთ-ერთმა ატომმა დატოვა ელექტრონი და იქცა კატიონად, ხოლო მეორე ატომმა მიიღო ელექტრონი და იქცა ანიონად.

კოვალენტური ბმის დამახასიათებელი თვისებები - მიმართულება, გაჯერება, პოლარობა, პოლარიზება - განსაზღვრავს ნაერთების ქიმიურ და ფიზიკურ თვისებებს.

ბმის მიმართულება განპირობებულია ნივთიერების მოლეკულური სტრუქტურით და მათი მოლეკულის გეომეტრიული ფორმით. ორ კავშირს შორის კუთხეებს ბმის კუთხეები ეწოდება.

გაჯერება - ატომების უნარი შექმნან შეზღუდული რაოდენობის კოვალენტური ბმები. ატომის მიერ წარმოქმნილი ბმების რაოდენობა შემოიფარგლება მისი გარე ატომური ორბიტალების რაოდენობით.

ბმის პოლარობა განპირობებულია ელექტრონის სიმკვრივის არათანაბარი განაწილებით ატომების ელექტრონეგატიურობის განსხვავებების გამო. ამის საფუძველზე, კოვალენტური ბმები იყოფა არაპოლარულ და პოლარად (არაპოლარული - დიატომიური მოლეკულა შედგება იდენტური ატომებისგან (H 2, Cl 2, N 2) და თითოეული ატომის ელექტრონული ღრუბლები განაწილებულია სიმეტრიულად მათ მიმართ. ატომები; პოლარული - დიატომური მოლეკულა შედგება სხვადასხვა ქიმიური ელემენტების ატომებისგან, ხოლო ზოგადი ელექტრონული ღრუბელი გადადის ერთ-ერთი ატომისკენ, რითაც ქმნის ასიმეტრიას მოლეკულაში ელექტრული მუხტის განაწილებაში, წარმოქმნის მოლეკულის დიპოლურ მომენტს) .

ბმის პოლარიზება გამოიხატება ბმის ელექტრონების გადაადგილებაში გარე ელექტრული ველის გავლენის ქვეშ, მათ შორის სხვა რეაქციაში მყოფი ნაწილაკების. პოლარიზებადობა განისაზღვრება ელექტრონების მობილურობით. კოვალენტური ბმების პოლარობა და პოლარიზება განსაზღვრავს მოლეკულების რეაქტიულობას პოლარულ რეაგენტებთან მიმართებაში.

თუმცა, ორჯერ ნობელის პრემიის ლაურეატი ლ. პაულინგმა აღნიშნა, რომ „ზოგიერთ მოლეკულაში არის კოვალენტური ბმები ერთი ან სამი ელექტრონის გამო, საერთო წყვილის ნაცვლად“. ერთელექტრონული-ქიმიური ბმა რეალიზებულია მოლეკულურ-იონ-წყალბადში H 2 +.

მოლეკულური წყალბადის იონი H 2 + შეიცავს ორ პროტონს და ერთ ელექტრონს. მოლეკულური სისტემის ერთი ელექტრონი ანაზღაურებს ორი პროტონის ელექტროსტატიკურ მოგერიებას და ინარჩუნებს მათ 1,06 Å მანძილზე (H 2 + ქიმიური ბმის სიგრძე). მოლეკულური სისტემის ელექტრონული ღრუბლის ელექტრონის სიმკვრივის ცენტრი ორივე პროტონისგან თანაბრად არის დაშორებული Bohr-რადიუსით α 0 =0,53 A და წარმოადგენს მოლეკულური წყალბადის იონის H 2 + სიმეტრიის ცენტრს.

ენციკლოპედიური YouTube

• 1 / 5

  კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება წყვილი ელექტრონების მიერ, რომლებიც განაწილებულია ორ ატომს შორის და ამ ელექტრონებს უნდა დაიკავონ ორი სტაბილური ორბიტალი, თითო თითოეული ატომიდან.

  A + B → A: B

  სოციალიზაციის შედეგად ელექტრონები ქმნიან შევსებულ ენერგეტიკულ დონეს. ბმა იქმნება, თუ მათი ჯამური ენერგია ამ დონეზე ნაკლებია, ვიდრე საწყის მდგომარეობაში (და ენერგიის განსხვავება სხვა არაფერი იქნება, თუ არა ბმის ენერგია).

  მოლეკულური ორბიტალების თეორიის თანახმად, ორი ატომური ორბიტალის გადახურვა უმარტივეს შემთხვევაში იწვევს ორი მოლეკულური ორბიტალის (MOs) წარმოქმნას: სავალდებულო MOდა ანტიბოდინგური (გაფხვიერება) MO. საერთო ელექტრონები განლაგებულია ქვედა ენერგიით შემაკავშირებელ MO-ზე.

  ბმის წარმოქმნა ატომების რეკომბინაციის დროს

  თუმცა, ატომთაშორისი ურთიერთქმედების მექანიზმი დიდი ხნის განმავლობაში უცნობი რჩებოდა. მხოლოდ 1930 წელს ფ.ლონდონმა შემოიღო დისპერსიული მიზიდულობის ცნება - ურთიერთქმედება მყისიერ და ინდუცირებულ (გამოწვეულ) დიპოლებს შორის. ამჟამად მიზიდულ ძალებს ატომებისა და მოლეკულების ცვალებად ელექტრულ დიპოლებს შორის ურთიერთქმედების გამო „ლონდონის ძალებს“ უწოდებენ.

  ასეთი ურთიერთქმედების ენერგია პირდაპირპროპორციულია α ელექტრონული პოლარიზადობის კვადრატისა და უკუპროპორციულია ორ ატომს ან მოლეკულას შორის მეექვსე ხარისხამდე მანძილს.

  ბმის ფორმირება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმით

  წინა ნაწილში აღწერილი კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ერთგვაროვანი მექანიზმის გარდა, არსებობს ჰეტეროგენული მექანიზმი - საპირისპიროდ დამუხტული იონების ურთიერთქმედება - პროტონი H + და წყალბადის უარყოფითი იონი H -, რომელსაც ეწოდება ჰიდრიდის იონი:

  H + + H - → H 2

  როდესაც იონები უახლოვდებიან, ჰიდრიდის იონის ორელექტრონული ღრუბელი (ელექტრონული წყვილი) იზიდავს პროტონს და საბოლოოდ ხდება საერთო წყალბადის ორივე ბირთვისთვის, ანუ გადაიქცევა შემაკავშირებელ ელექტრონულ წყვილად. ნაწილაკს, რომელიც ამარაგებს ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება დონორი, ხოლო ნაწილაკს, რომელიც იღებს ამ ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება მიმღები. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ასეთ მექანიზმს დონორ-აქცეპტორი ეწოდება.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  პროტონი უტევს წყლის მოლეკულის მარტოხელა ელექტრონულ წყვილს და ქმნის სტაბილურ კატიონს, რომელიც არსებობს მჟავების წყალხსნარებში.

  ანალოგიურად, პროტონი მიმაგრებულია ამიაკის მოლეკულასთან რთული ამონიუმის კატიონის წარმოქმნით:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  ამ გზით (კოვალენტური ბმის წარმოქმნის დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით) მიიღება ონიუმის ნაერთების დიდი კლასი, რომელიც მოიცავს ამონიუმს, ოქსონიუმს, ფოსფონუმს, სულფონიუმს და სხვა ნაერთებს.

  წყალბადის მოლეკულას შეუძლია იმოქმედოს როგორც ელექტრონული წყვილის დონორი, რომელიც პროტონთან შეხებისას იწვევს მოლეკულური წყალბადის იონის H 3 + ფორმირებას:

  H 2 + H + → H 3 +

  მოლეკულური წყალბადის იონის H 3 + შემაკავშირებელი ელექტრონული წყვილი ერთდროულად სამ პროტონს ეკუთვნის.

  კოვალენტური ბმის სახეები

  არსებობს სამი სახის კოვალენტური ქიმიური ბმები, რომლებიც განსხვავდება ფორმირების მექანიზმით:

  1. მარტივი კოვალენტური ბმა. მისი ფორმირებისთვის, თითოეული ატომი უზრუნველყოფს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს. როდესაც მარტივი კოვალენტური ბმა იქმნება, ატომების ფორმალური მუხტები უცვლელი რჩება.

  • თუ ატომები, რომლებიც ქმნიან მარტივ კოვალენტურ კავშირს, იგივეა, მაშინ მოლეკულაში ატომების ჭეშმარიტი მუხტებიც იგივეა, რადგან ატომები, რომლებიც ქმნიან კავშირს, თანაბრად ფლობენ საერთო ელექტრონულ წყვილს. ასეთ კავშირს ე.წ არაპოლარული კოვალენტური ბმა. მარტივ ნივთიერებებს აქვთ ასეთი კავშირი, მაგალითად: 2, 2, 2. მაგრამ არა მხოლოდ იმავე ტიპის არალითონებს შეუძლიათ შექმნან კოვალენტური არაპოლარული ბმა. არალითონურ ელემენტებს, რომელთა ელექტროუარყოფითობა თანაბარია, ასევე შეუძლიათ შექმნან კოვალენტური არაპოლარული ბმა, მაგალითად, PH 3 მოლეკულაში, ბმა არის კოვალენტური არაპოლარული, რადგან წყალბადის EO ტოლია ფოსფორის EO-ს.
  • თუ ატომები განსხვავებულია, მაშინ სოციალიზებული წყვილი ელექტრონების საკუთრების ხარისხი განისაზღვრება ატომების ელექტრონეგატიურობის სხვაობით. უფრო დიდი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომი უფრო ძლიერად იზიდავს ბმის ელექტრონების წყვილს თავისკენ და მისი ნამდვილი მუხტი ხდება უარყოფითი. ნაკლები ელექტრონეგატიურობის ატომი იძენს, შესაბამისად, იგივე დადებით მუხტს. თუ ნაერთი წარმოიქმნება ორ სხვადასხვა არამეტალს შორის, მაშინ ასეთ ნაერთს ე.წ პოლარული კოვალენტური ბმა.

  ეთილენის მოლეკულაში C 2 H 4 არის ორმაგი ბმა CH 2 \u003d CH 2, მისი ელექტრონული ფორმულა: H: C:: C: H. ყველა ეთილენის ატომის ბირთვები განლაგებულია იმავე სიბრტყეში. ნახშირბადის თითოეული ატომის სამი ელექტრონული ღრუბელი ქმნის სამ კოვალენტურ კავშირს სხვა ატომებთან იმავე სიბრტყეში (მათ შორის კუთხით დაახლოებით 120°). ნახშირბადის ატომის მეოთხე ვალენტური ელექტრონის ღრუბელი მდებარეობს მოლეკულის სიბრტყის ზემოთ და ქვემოთ. ნახშირბადის ორივე ატომის ასეთი ელექტრონული ღრუბლები, რომლებიც ნაწილობრივ გადახურულია მოლეკულის სიბრტყის ზემოთ და ქვემოთ, ქმნიან მეორე კავშირს ნახშირბადის ატომებს შორის. პირველ, უფრო ძლიერ კოვალენტურ კავშირს ნახშირბადის ატომებს შორის ეწოდება σ-ბმა; მეორე, სუსტი კოვალენტური ბმა ეწოდება π (\displaystyle \pi)-კომუნიკაცია.

  აცეტილენის ხაზოვან მოლეკულაში

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  არსებობს σ-ბმა ნახშირბადის და წყალბადის ატომებს შორის, ერთი σ-ბმა ორ ნახშირბადის ატომსა და ორს შორის π (\displaystyle \pi)ბმები იმავე ნახშირბადის ატომებს შორის. ორი π (\displaystyle \pi)-ბმები განლაგებულია σ-ბმის მოქმედების სფეროს ზემოთ ორ ურთიერთ პერპენდიკულარულ სიბრტყეში.

  C 6 H 6 ციკლური ბენზოლის მოლეკულის ექვსივე ნახშირბადის ატომი ერთ სიბრტყეშია. σ-ბმები მოქმედებს ნახშირბადის ატომებს შორის რგოლის სიბრტყეში; იგივე ბმები არსებობს ნახშირბადის თითოეული ატომისთვის წყალბადის ატომებთან. ნახშირბადის თითოეული ატომი ხარჯავს სამ ელექტრონს ამ ბმების შესაქმნელად. ნახშირბადის ატომების მეოთხე ვალენტური ელექტრონების ღრუბლები, რომლებსაც აქვთ რვიანის ფორმა, განლაგებულია ბენზოლის მოლეკულის სიბრტყის პერპენდიკულარულად. ყოველი ასეთი ღრუბელი თანაბრად გადაფარავს მეზობელი ნახშირბადის ატომების ელექტრონულ ღრუბლებს. ბენზოლის მოლეკულაში სამი არ არის ცალკე π (\displaystyle \pi)-კავშირები, მაგრამ ერთი π (\displaystyle \pi ) დიელექტრიკები ან ნახევარგამტარები. ატომური კრისტალების ტიპიური მაგალითები (ატომები, რომლებშიც ერთმანეთთან არის დაკავშირებული კოვალენტური (ატომური) ბმები)

  კოვალენტური ბმა არის ქიმიური ბმის ყველაზე გავრცელებული ტიპი, რომელიც წარმოიქმნება იმავე ან მსგავსი ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობებთან ურთიერთობისას.

  კოვალენტური ბმა არის ბმა ატომებს შორის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოყენებით.

  ელექტრონის აღმოჩენის შემდეგ მრავალი მცდელობა გაკეთდა ქიმიური კავშირის ელექტრონული თეორიის შემუშავებისთვის. ყველაზე წარმატებული იყო ლუისის ნამუშევრები (1916), რომელმაც შესთავაზა ბმის წარმოქმნა განხილულიყო ორი ატომისთვის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოჩენის შედეგად. ამისათვის თითოეული ატომი უზრუნველყოფს ელექტრონების ერთსა და იმავე რაოდენობას და ცდილობს გარშემორტყმულიყო ელექტრონების ოქტეტით ან დულეტით, რაც დამახასიათებელია ინერტული აირების გარე ელექტრონული კონფიგურაციისთვის. გრაფიკულად, ლუისის მეთოდის მიხედვით დაუწყვილებელი ელექტრონების გამო კოვალენტური ბმების წარმოქმნა გამოსახულია ატომის გარე ელექტრონების მითითებით წერტილების გამოყენებით.

  კოვალენტური ბმის ფორმირება ლუისის თეორიის მიხედვით

  კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმი

  კოვალენტური ბმის მთავარი ნიშანი არის საერთო ელექტრონული წყვილის არსებობა, რომელიც ეკუთვნის ორივე ქიმიურად დაკავშირებულ ატომს, რადგან ორი ელექტრონის არსებობა ორი ბირთვის მოქმედების ველში ენერგიულად უფრო ხელსაყრელია, ვიდრე თითოეული ელექტრონის არსებობა ველში. საკუთარი ბირთვი. ობლიგაციების საერთო ელექტრონული წყვილის გაჩენა შეიძლება მოხდეს სხვადასხვა მექანიზმით, უფრო ხშირად გაცვლის, ზოგჯერ კი დონორ-მიმღების მეშვეობით.

  კოვალენტური ბმის წარმოქმნის გაცვლის მექანიზმის პრინციპის მიხედვით, თითოეული ურთიერთქმედება ატომები აწვდის იმავე რაოდენობის ელექტრონებს ანტიპარალელური სპინებით ბმის წარმოქმნას. Მაგალითად:

  
  კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ზოგადი სქემა: ა) გაცვლის მექანიზმით; ბ) დონორ-აქცეპტორული მექანიზმის მიხედვით

  დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით, სხვადასხვა ნაწილაკების ურთიერთქმედებისას წარმოიქმნება ორელექტრონული ბმა. ერთ-ერთი მათგანი დონორია მაგრამ:აქვს ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილი (ანუ ერთი, რომელიც ეკუთვნის მხოლოდ ერთ ატომს), ხოლო მეორე არის მიმღები. ATაქვს ცარიელი ორბიტალი.

  ნაწილაკს, რომელიც უზრუნველყოფს ორ ელექტრონულ კავშირს (ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილი) ეწოდება დონორი, ხოლო თავისუფალი ორბიტალის მქონე ნაწილაკს, რომელიც იღებს ამ ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება მიმღები.

  ერთი ატომის ორელექტრონული ღრუბლის და მეორის ცარიელი ორბიტალის გამო კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმს დონორ-მიმღები მექანიზმი ეწოდება.

  დონორ-მიმღების კავშირს სხვაგვარად უწოდებენ ნახევრადპოლარულ, რადგან ნაწილობრივ ეფექტური დადებითი მუხტი δ+ წარმოიქმნება დონორ ატომზე (იმის გამო, რომ მისი განუყოფელი წყვილი ელექტრონები გადახრილია მისგან), ხოლო მიმღებ ატომზე ნაწილობრივი ეფექტური უარყოფითი მუხტი δ. - (იმის გამო, რომ ხდება დონორის განუყოფელი ელექტრონული წყვილის მიმართულების ცვლა).

  მარტივი ელექტრონული წყვილის დონორის მაგალითია H იონი. — , რომელსაც აქვს გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი. უარყოფითი ჰიდრიდის იონის დამატების შედეგად მოლეკულაში, რომლის ცენტრალურ ატომს აქვს თავისუფალი ორბიტალი (მითითებულია, როგორც ცარიელი კვანტური უჯრედი დიაგრამაზე), მაგალითად, ВН 3, წარმოიქმნება რთული რთული იონი ВН 4. — უარყოფითი მუხტით (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

  

  ელექტრონული წყვილის მიმღები არის წყალბადის იონი, ან უბრალოდ პროტონი H +. მისი მიმაგრება მოლეკულასთან, რომლის ცენტრალურ ატომს აქვს გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი, მაგალითად, NH 3, ასევე იწვევს რთული იონის NH 4 + ფორმირებას, მაგრამ დადებითი მუხტით:

  

  ვალენტური კავშირის მეთოდი

  Პირველი კოვალენტური ბმის კვანტური მექანიკური თეორიაშექმნეს ჰაიტლერმა და ლონდონმა (1927 წელს) წყალბადის მოლეკულის აღსაწერად და შემდეგ გამოიყენეს პაულინგმა პოლიატომურ მოლეკულებზე. ამ თეორიას ე.წ ვალენტური კავშირის მეთოდი, რომლის ძირითადი პუნქტები შეიძლება შეჯამდეს შემდეგნაირად:

  • მოლეკულაში ატომების ყოველი წყვილი იმართება ერთი ან მეტი საერთო ელექტრონული წყვილით, ურთიერთქმედების ატომების ელექტრონული ორბიტალებით;
  • ბმის სიძლიერე დამოკიდებულია ელექტრონის ორბიტალების გადახურვის ხარისხზე;
  • კოვალენტური ბმის წარმოქმნის პირობაა ელექტრონის სპინების ანტიმიმართულება; ამის გამო, ბირთვთაშორის სივრცეში წარმოიქმნება გენერალიზებული ელექტრონული ორბიტალი ელექტრონის ყველაზე მაღალი სიმკვრივით, რაც უზრუნველყოფს დადებითად დამუხტული ბირთვების ერთმანეთთან მიზიდვას და თან ახლავს სისტემის მთლიანი ენერგიის შემცირება.

  ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია

  იმისდა მიუხედავად, რომ s-, p- ან d-ორბიტალების ელექტრონები, რომლებსაც აქვთ სხვადასხვა ფორმა და განსხვავებული ორიენტაცია სივრცეში, მონაწილეობენ კოვალენტური ბმების ფორმირებაში, ბევრ ნაერთში ეს ბმები ექვივალენტურია. ამ ფენომენის ასახსნელად შემოიღეს ცნება „ჰიბრიდიზაცია“.

  ჰიბრიდიზაცია არის ორბიტალების ფორმისა და ენერგიის შერევისა და გასწორების პროცესი, რომლის დროსაც ხდება მსგავსი ენერგიის მქონე ორბიტალების ელექტრონების სიმკვრივის გადანაწილება, რის შედეგადაც ისინი ხდება ეკვივალენტური.

  ჰიბრიდიზაციის თეორიის ძირითადი დებულებები:

  1. ჰიბრიდიზაციის დროს თავდაპირველი ფორმა და ორბიტალები ერთმანეთს იცვლება, ხოლო ახალი, ჰიბრიდირებული ორბიტალები წარმოიქმნება, მაგრამ იგივე ენერგიით და იგივე ფორმით, რომელიც წააგავს არარეგულარულ ფიგურას რვას.
  2. ჰიბრიდირებული ორბიტალების რაოდენობა უდრის ჰიბრიდიზაციაში ჩართული გამომავალი ორბიტალების რაოდენობას.
  3. მსგავსი ენერგიების მქონე ორბიტალებს (გარე ენერგიის დონის s- და p-ორბიტალები და გარე ან წინასწარი დონის d-ორბიტალები) შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ჰიბრიდიზაციაში.
  4. ჰიბრიდირებული ორბიტალები უფრო წაგრძელებულია ქიმიური ბმების ფორმირების მიმართულებით და, შესაბამისად, უზრუნველყოფს უკეთეს გადახურვას მეზობელი ატომის ორბიტალებთან, რის შედეგადაც ის ძლიერდება, ვიდრე ელექტრონების გამო წარმოქმნილი ცალკეული არაჰიბრიდული ორბიტალები.
  5. უფრო ძლიერი ობლიგაციების წარმოქმნისა და მოლეკულაში ელექტრონის სიმკვრივის უფრო სიმეტრიული განაწილების გამო, მიიღება ენერგიის მომატება, რომელიც ანაზღაურებს ჰიბრიდიზაციის პროცესისთვის საჭირო ენერგიის მოხმარებას.
  6. ჰიბრიდირებული ორბიტალები სივრცეში ისე უნდა იყოს ორიენტირებული, რომ უზრუნველყოფილი იყოს ერთმანეთისგან მაქსიმალური ურთიერთგამოყოფა; ამ შემთხვევაში, მოგერიების ენერგია ყველაზე მცირეა.
  7. ჰიბრიდიზაციის ტიპი განისაზღვრება გასასვლელი ორბიტალების ტიპისა და რაოდენობის მიხედვით და ცვლის კავშირის კუთხის ზომას, ასევე მოლეკულების სივრცულ კონფიგურაციას.
  
  ჰიბრიდირებული ორბიტალებისა და ვალენტური კუთხეების ფორმა (ორბიტალების სიმეტრიის ღერძებს შორის გეომეტრიული კუთხეები) ჰიბრიდიზაციის სახეობიდან გამომდინარე: ა) სპ-ჰიბრიდიზაცია; ბ) sp 2 ჰიბრიდიზაცია; გ) sp 3 ჰიბრიდიზაცია

  მოლეკულების (ან მოლეკულების ცალკეული ფრაგმენტების) ფორმირებისას ყველაზე ხშირად ხდება შემდეგი სახის ჰიბრიდიზაცია:

  
  sp ჰიბრიდიზაციის ზოგადი სქემა

  ბმები, რომლებიც წარმოიქმნება sp-ჰიბრიდირებული ორბიტალების ელექტრონების მონაწილეობით, ასევე მოთავსებულია 180 0 კუთხით, რაც იწვევს მოლეკულის ხაზოვან ფორმას. ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია შეინიშნება მეორე ჯგუფის ელემენტების ჰალოიდებში (Be, Zn, Cd, Hg), რომელთა ატომებს ვალენტურ მდგომარეობაში აქვთ დაუწყვილებელი s- და p-ელექტრონები. წრფივი ფორმა დამახასიათებელია სხვა ელემენტების მოლეკულებისთვისაც (0=C=0,HC≡CH), რომლებშიც ბმები წარმოიქმნება sp-ჰიბრიდირებული ატომებით.

  
  ატომური ორბიტალების sp 2 ჰიბრიდიზაციის სქემა და მოლეკულის ბრტყელი სამკუთხა ფორმა, რაც განპირობებულია ატომური ორბიტალების sp 2 ჰიბრიდიზაციის გამო.

  ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია ყველაზე დამახასიათებელია მესამე ჯგუფის p-ელემენტების მოლეკულებისთვის, რომელთა ატომებს აღგზნებულ მდგომარეობაში აქვთ გარეგანი ელექტრონული სტრუქტურა ns 1 np 2, სადაც n არის იმ პერიოდის რიცხვი, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს. ასე რომ, ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 და სხვა მოლეკულებში ბმები წარმოიქმნება ცენტრალური ატომის sp 2 -ჰიბრიდირებული ორბიტალების გამო.

  
  ატომური ორბიტალების sp 3 ჰიბრიდიზაციის სქემა

  ცენტრალური ატომის ჰიბრიდირებული ორბიტალების მოთავსება 109 0 28` კუთხით იწვევს მოლეკულების ტეტრაედრულ ფორმას. ეს ძალზე დამახასიათებელია ოთხვალენტიანი ნახშირბადის CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 და სხვა ალკანების გაჯერებული ნაერთებისთვის. ცენტრალური ატომის ვალენტური ორბიტალების sp 3 ჰიბრიდიზაციის გამო სხვა ელემენტების ტეტრაედრული სტრუქტურის ნაერთების მაგალითებია იონები: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

  
  sp 3d ჰიბრიდიზაციის ზოგადი სქემა

  ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია ყველაზე ხშირად გვხვდება არამეტალის ჰალოგენებში. ამის მაგალითია ფოსფორის ქლორიდის PCl 5 სტრუქტურა, რომლის ფორმირებისას ფოსფორის ატომი (P ... 3s 2 3p 3) ჯერ გადადის აღგზნებულ მდგომარეობაში (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), შემდეგ კი ექვემდებარება s 1 p 3 d-ჰიბრიდიზაციას - ხუთი ერთელექტრონიანი ორბიტალი ხდება ეკვივალენტური და წაგრძელებული ბოლოებით ორიენტირებულია ფსიქიკური ტრიგონალური ბიპირამიდის კუთხეებისკენ. ეს განსაზღვრავს PCl 5 მოლეკულის ფორმას, რომელიც იქმნება, როდესაც ხუთი s 1 p 3 d-ჰიბრიდირებული ორბიტალი გადაფარავს ქლორის ხუთი ატომის 3p ორბიტალს.

  1. sp - ჰიბრიდიზაცია. როდესაც ერთი s-i გაერთიანებულია ერთ p-ორბიტალთან, წარმოიქმნება ორი sp-ჰიბრიდირებული ორბიტალი, რომლებიც განლაგებულია სიმეტრიულად 180 0 კუთხით.
  2. sp 2 - ჰიბრიდიზაცია. ერთი s- და ორი p-ორბიტალის კომბინაცია იწვევს sp 2 -ჰიბრიდირებული ბმების წარმოქმნას, რომლებიც მდებარეობს 120 0 კუთხით, ამიტომ მოლეკულა იღებს რეგულარული სამკუთხედის ფორმას.
  3. sp 3 - ჰიბრიდიზაცია. ოთხი ორბიტალის ერთობლიობა - ერთი s- და სამი p იწვევს sp 3 - ჰიბრიდიზაციას, რომელშიც ოთხი ჰიბრიდირებული ორბიტალი სიმეტრიულად არის ორიენტირებული სივრცეში ტეტრაედრის ოთხ წვეროზე, ანუ კუთხით 109 0 28 `.
  4. sp 3 d - ჰიბრიდიზაცია. ერთი s-, სამი p- და ერთი d-ორბიტალის კომბინაცია იძლევა sp 3 d-ჰიბრიდიზაციას, რომელიც განსაზღვრავს ხუთი sp 3 d-ჰიბრიდირებული ორბიტალის სივრცით ორიენტაციას ტრიგონალური ბიპირამიდის წვეროებზე.
  5. სხვა სახის ჰიბრიდიზაცია. sp 3 d 2 ჰიბრიდიზაციის შემთხვევაში ექვსი sp 3 d 2 ჰიბრიდირებული ორბიტალი მიმართულია ოქტაედრის წვეროებისკენ. შვიდი ორბიტალის ორიენტაცია ხუთკუთხა ბიპირამიდის წვეროებზე შეესაბამება მოლეკულის ან კომპლექსის ცენტრალური ატომის ვალენტური ორბიტალების sp 3 d 3 ჰიბრიდიზაციას (ან ზოგჯერ sp 3 d 2 f).

  ატომური ორბიტალური ჰიბრიდიზაციის მეთოდი ხსნის გეომეტრიულ სტრუქტურას დიდი რიცხვიმოლეკულები, თუმცა, ექსპერიმენტული მონაცემებით, უფრო ხშირად შეინიშნება მოლეკულები ბმის კუთხეების გარკვეულწილად განსხვავებული მნიშვნელობებით. მაგალითად, CH 4, NH 3 და H 2 O მოლეკულებში, ცენტრალური ატომები sp 3 ჰიბრიდულ მდგომარეობაშია, ამიტომ მოსალოდნელია, რომ მათში ბმის კუთხეები ტოლია ტეტრაედრულის (~ 109,5 0). ექსპერიმენტულად დადგინდა, რომ კავშირის კუთხე CH 4 მოლეკულაში რეალურად არის 109,5 0 . თუმცა, NH 3 და H 2 O მოლეკულებში ბმის კუთხის მნიშვნელობა გადახრის ოთხკუთხედიდან: NH 3 მოლეკულაში არის 107,3 ​​0 და H 2 O მოლეკულაში 104,5 0. ასეთი გადახრები აიხსნება არსებობით. განუყოფელი ელექტრონული წყვილი აზოტისა და ჟანგბადის ატომებზე. ორელექტრონული ორბიტალი, რომელიც შეიცავს ელექტრონების გაუზიარებელ წყვილს, მისი გაზრდილი სიმკვრივის გამო, მოგერიებს ერთელექტრონიან ვალენტურ ორბიტალებს, რაც იწვევს კავშირის კუთხის შემცირებას. NH 3 მოლეკულის აზოტის ატომში, ოთხი sp 3 ჰიბრიდირებული ორბიტალიდან, სამი ერთელექტრონული ორბიტალი ქმნის კავშირს სამი H ატომით, ხოლო მეოთხე ორბიტალი შეიცავს ელექტრონების გაუზიარებელ წყვილს.

  შეუზღუდავი ელექტრონული წყვილი, რომელიც იკავებს ერთ-ერთ sp 3 ჰიბრიდულ ორბიტალს, რომელიც მიმართულია ტეტრაედრის წვეროებზე, იგერიებს ერთელექტრონულ ორბიტალებს, იწვევს აზოტის ატომის გარშემო ელექტრონის სიმკვრივის ასიმეტრიულ განაწილებას და, შედეგად, შეკუმშავს ბმის კუთხეს. 107.3 0 . ბმის კუთხის შემცირების მსგავსი სურათი 109,5 0-დან 107 0-მდე N ატომის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილის მოქმედების შედეგად შეინიშნება NCl 3 მოლეკულაშიც.

  
  ბმის კუთხის გადახრა ტეტრაედლიდან (109,5 0) მოლეკულაში: ა) NH3; ბ) NCl3

  H 2 O მოლეკულაში ჟანგბადის ატომში ოთხ sp 3 ჰიბრიდულ ორბიტალს აქვს ორი ერთელექტრონიანი და ორი ორელექტრონული ორბიტალი. ერთელექტრონული ჰიბრიდირებული ორბიტალი მონაწილეობს ორი ბმის წარმოქმნაში H ორი ატომით, ხოლო ორი ორელექტრონული წყვილი რჩება განუყოფელი, ანუ მიეკუთვნება მხოლოდ H ატომს. ეს ზრდის O ატომის გარშემო ელექტრონების სიმკვრივის განაწილების ასიმეტრიას და ამცირებს ბონდის კუთხეს ოთხკუთხედთან შედარებით 104,5 0-მდე.

  შესაბამისად, ცენტრალური ატომის შეუზღუდავი ელექტრონული წყვილების რაოდენობა და მათი განლაგება ჰიბრიდულ ორბიტალებში გავლენას ახდენს მოლეკულების გეომეტრიულ კონფიგურაციაზე.

  კოვალენტური ბმის მახასიათებლები

  კოვალენტურ კავშირს აქვს სპეციფიკური თვისებების ნაკრები, რომელიც განსაზღვრავს მის სპეციფიკურ მახასიათებლებს ან მახასიათებლებს. ეს, გარდა იმ მახასიათებლებისა, რომლებიც უკვე განიხილება "ბმის ენერგია" და "ბმის სიგრძე", მოიცავს: ბმის კუთხე, გაჯერება, მიმართულება, პოლარობა და ა.შ.

  1. ვალენტობის კუთხე- ეს არის კუთხე მიმდებარე კავშირის ღერძებს შორის (ანუ პირობითი ხაზები, რომლებიც გაყვანილია მოლეკულაში ქიმიურად დაკავშირებული ატომების ბირთვებში). კავშირის კუთხის მნიშვნელობა დამოკიდებულია ორბიტალების ბუნებაზე, ცენტრალური ატომის ჰიბრიდიზაციის ტიპზე, გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების გავლენას, რომლებიც არ მონაწილეობენ ბმების ფორმირებაში.

  2. გაჯერება. ატომებს აქვთ კოვალენტური ბმების ფორმირების უნარი, რომელიც შეიძლება წარმოიქმნას, პირველ რიგში, გაცვლის მექანიზმით, აუგზნებელი ატომის დაუწყვილებელი ელექტრონების გამო და იმ დაუწყვილებელი ელექტრონების გამო, რომლებიც წარმოიქმნება მისი აგზნების შედეგად, და მეორეც, დონორის მიერ. - მიმღების მექანიზმი. თუმცა, ატომის ობლიგაციების საერთო რაოდენობა შეზღუდულია.

  გაჯერება არის ელემენტის ატომის უნარი შექმნას გარკვეული, შეზღუდული რაოდენობის კოვალენტური ბმები სხვა ატომებთან.

  ასე რომ, მეორე პერიოდი, რომელსაც აქვს ოთხი ორბიტალი გარე ენერგეტიკულ დონეზე (ერთი s- და სამი p-), ქმნის ბმებს, რომელთა რიცხვი არ აღემატება ოთხს. სხვა პერიოდების ელემენტების ატომებს, რომლებსაც აქვთ დიდი რაოდენობით ორბიტალები გარე დონეზე, შეუძლიათ შექმნან მეტი ბმა.

  3. ორიენტაცია. მეთოდის მიხედვით, ატომებს შორის ქიმიური ბმა განპირობებულია ორბიტალების გადაფარვით, რომლებსაც, s-ორბიტალების გარდა, აქვთ გარკვეული ორიენტაცია სივრცეში, რაც იწვევს კოვალენტური ბმის მიმართულებას.

  კოვალენტური ბმის ორიენტაცია არის ატომებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ისეთი განლაგება, რომელიც განისაზღვრება ვალენტური ორბიტალების სივრცითი ორიენტირებით და უზრუნველყოფს მათ მაქსიმალურ გადახურვას.

  ვინაიდან ელექტრონულ ორბიტალებს აქვთ სხვადასხვა ფორმა და განსხვავებული ორიენტაცია სივრცეში, მათი ურთიერთგადახურვა შეიძლება განხორციელდეს სხვადასხვა გზით. ამის მიხედვით გამოიყოფა σ-, π- და δ- ბმები.

  სიგმა ბმა (σ ბმა) არის ელექტრონული ორბიტალების გადახურვა, რომელშიც ელექტრონის მაქსიმალური სიმკვრივე კონცენტრირებულია წარმოსახვითი ხაზის გასწვრივ, რომელიც აკავშირებს ორ ბირთვს.

  სიგმა ბმა შეიძლება ჩამოყალიბდეს ორი s ელექტრონით, ერთი s და ერთი p ელექტრონით, ორი p ელექტრონით ან ორი d ელექტრონით. ასეთ σ-ბმას ახასიათებს გადაფარვითი ელექტრონული ორბიტალების ერთი რეგიონის არსებობა, ის ყოველთვის ერთია, ანუ იქმნება მხოლოდ ერთი ელექტრონული წყვილი.

  

  "სუფთა" ორბიტალებისა და ჰიბრიდირებული ორბიტალების სივრცითი ორიენტაციის მრავალფეროვანი ფორმები ყოველთვის არ იძლევა ორბიტალების გადაფარვის შესაძლებლობას ბმის ღერძზე. ვალენტური ორბიტალების გადახურვა შეიძლება მოხდეს ბმის ღერძის ორივე მხარეს - ეგრეთ წოდებული "გვერდითი" გადახურვა, რომელიც ყველაზე ხშირად ხდება π ბმების წარმოქმნის დროს.

  Pi-ბმა (π-ბმა) არის ელექტრონული ორბიტალების გადახურვა, რომელშიც ელექტრონის მაქსიმალური სიმკვრივე კონცენტრირებულია ატომების ბირთვების დამაკავშირებელი ხაზის ორივე მხარეს (ანუ ბმის ღერძიდან).

  Pi ბმა შეიძლება წარმოიქმნას ორი პარალელური p ორბიტალის, ორი d ორბიტალის ან ორბიტალების სხვა კომბინაციების ურთიერთქმედებით, რომელთა ღერძი არ ემთხვევა ბმის ღერძს.

  
  პირობით A და B ატომებს შორის π-ბმების წარმოქმნის სქემები ელექტრონული ორბიტალების ლატერალურ გადახურვაში

  4. სიმრავლე.ეს მახასიათებელი განისაზღვრება საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობით, რომლებიც აკავშირებენ ატომებს. კოვალენტური ბმა სიმრავლეში შეიძლება იყოს ერთჯერადი (მარტივი), ორმაგი და სამმაგი. ორ ატომს შორის კავშირს ერთი საერთო ელექტრონული წყვილის გამოყენებით ეწოდება ერთი ბმა (მარტივი), ორ ელექტრონულ წყვილს - ორმაგი ბმა, სამი ელექტრონული წყვილი - სამმაგი ბმა. ასე რომ, წყალბადის მოლეკულაში H 2, ატომები დაკავშირებულია ერთი ბმით (H-H), ჟანგბადის მოლეკულაში O 2 - ორმაგი (B \u003d O), აზოტის მოლეკულაში N 2 - სამმაგი (N≡N). განსაკუთრებული მნიშვნელობა აქვს ობლიგაციების სიმრავლეს ორგანულ ნაერთებში - ნახშირწყალბადებში და მათ წარმოებულებში: ეთანში C 2 H 6 ერთჯერადი ბმა (C-C) ხდება C ატომებს შორის, ეთილენში C 2 H 4 - ორმაგი (C \u003d C) აცეტილენში. C 2 H 2 - სამმაგი (C ≡ C) (C≡C).

  კავშირის სიმრავლე გავლენას ახდენს ენერგიაზე: სიმრავლის მატებასთან ერთად იზრდება მისი სიძლიერე. სიმრავლის ზრდა იწვევს ბირთვთაშორისი მანძილის შემცირებას (ბმის სიგრძე) და შებოჭვის ენერგიის ზრდას.

  
  ნახშირბადის ატომებს შორის ბმების სიმრავლე: ა) ერთჯერადი σ-ბმა ეთანში H3C-CH3; ბ) ორმაგი σ + π-ბმა ეთილენში H2C = CH2; გ) სამმაგი σ+π+π-ბმა აცეტილენში HC≡CH

  5. პოლარობა და პოლარიზება. კოვალენტური ბმის ელექტრონის სიმკვრივე შეიძლება განსხვავებულად განთავსდეს ბირთვულ სივრცეში.

  პოლარობა არის კოვალენტური ბმის თვისება, რომელიც განისაზღვრება ბირთვთაშორის სივრცეში ელექტრონის სიმკვრივის მდებარეობით დაკავშირებულ ატომებთან მიმართებაში.

  ბირთვთაშორის სივრცეში ელექტრონის სიმკვრივის მდებარეობიდან გამომდინარე, განასხვავებენ პოლარული და არაპოლარული კოვალენტური ბმები. არაპოლარული ბმა არის ისეთი ბმა, რომელშიც საერთო ელექტრონული ღრუბელი სიმეტრიულად მდებარეობს დაკავშირებული ატომების ბირთვებთან და თანაბრად ეკუთვნის ორივე ატომს.

  ამ ტიპის ბმის მქონე მოლეკულებს უწოდებენ არაპოლარულ ან ჰომობირთვულ (ანუ მათ, რომლებიც შეიცავს ერთი ელემენტის ატომებს). არაპოლარული ბმა, როგორც წესი, ჩნდება ჰომობირთვულ მოლეკულებში (H 2, Cl 2, N 2 და ა.შ.) ან, უფრო იშვიათად, ნაერთებში, რომლებიც წარმოიქმნება მსგავსი ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობების მქონე ელემენტების ატომებით, მაგალითად, კარბორუნდი SiC. პოლარული (ან ჰეტეროპოლარული) ბმა არის ბმა, რომელშიც ელექტრონული ღრუბელი ასიმეტრიულია და გადადის ერთ-ერთ ატომზე.

  პოლარული ბმის მქონე მოლეკულებს პოლარული ან ჰეტერონუკლეარული ეწოდება. პოლარული ბმის მქონე მოლეკულებში განზოგადებული ელექტრონული წყვილი გადადის უფრო მაღალი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომისკენ. შედეგად, ამ ატომზე ჩნდება გარკვეული ნაწილობრივი უარყოფითი მუხტი (δ-), რომელსაც ეწოდება ეფექტური, ხოლო ქვედა ელექტრონეგატიურობის ატომს აქვს იგივე სიდიდის ნაწილობრივი დადებითი მუხტი, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით (δ+). მაგალითად, ექსპერიმენტულად დადგინდა, რომ წყალბადის ატომზე ეფექტური მუხტი წყალბადის ქლორიდის მოლეკულაში HCl არის δH=+0,17, ხოლო ქლორის ატომზე δCl=-0,17 აბსოლუტური ელექტრონის მუხტი.

  იმის დასადგენად, თუ რომელი მიმართულებით გადაინაცვლებს პოლარული კოვალენტური ბმის ელექტრონის სიმკვრივე, აუცილებელია ორივე ატომის ელექტრონების შედარება. ელექტრონეგატიურობის გაზრდის მიზნით, ყველაზე გავრცელებული ქიმიური ელემენტები მოთავსებულია შემდეგი თანმიმდევრობით:

  პოლარული მოლეკულები ე.წ დიპოლები - სისტემები, რომლებშიც ბირთვების დადებითი მუხტების სიმძიმის ცენტრები და ელექტრონების უარყოფითი მუხტები ერთმანეთს არ ემთხვევა.

  დიპოლი არის სისტემა, რომელიც წარმოადგენს ორ წერტილიანი ელექტრული მუხტების ერთობლიობას, სიდიდით თანაბარი და საპირისპირო ნიშნით, რომლებიც მდებარეობს ერთმანეთისგან გარკვეულ მანძილზე.

  მიზიდულობის ცენტრებს შორის მანძილს დიპოლის სიგრძე ეწოდება და აღინიშნება ასო l-ით. მოლეკულის (ან ბმის) პოლარობას რაოდენობრივად ახასიათებს μ დიპოლური მომენტი, რომელიც დიატომური მოლეკულის შემთხვევაში უდრის დიპოლის სიგრძისა და ელექტრონის მუხტის სიდიდის ნამრავლს: μ=el.

  SI ერთეულებში დიპოლური მომენტი იზომება [C × m]-ში (კულონის მეტრი), მაგრამ უფრო ხშირად ისინი იყენებენ სისტემის გარეთ ერთეულს [D] (debye): 1D = 3.33 10 -30 C × m. კოვალენტური მოლეკულების დიპოლური მომენტები იცვლება 0-4 D ფარგლებში, ხოლო იონური - 4-11D. რაც უფრო დიდია დიპოლის სიგრძე, მით უფრო პოლარულია მოლეკულა.

  ერთობლივი ელექტრონული ღრუბელი მოლეკულაში შეიძლება გადაადგილდეს გარე ელექტრული ველით, მათ შორის სხვა მოლეკულის ან იონის ველით.

  პოლარიზება არის ბმის პოლარობის ცვლილება გარე ელექტრული ველის მოქმედების ქვეშ მყოფი ელექტრონების გადაადგილების შედეგად, მათ შორის სხვა ნაწილაკების ძალის ველის ჩათვლით.

  მოლეკულის პოლარიზებადობა დამოკიდებულია ელექტრონების მობილურობაზე, რაც უფრო ძლიერია, მით მეტია მანძილი ბირთვებიდან. გარდა ამისა, პოლარიზება დამოკიდებულია ელექტრული ველის მიმართულებაზე და ელექტრონული ღრუბლების დეფორმაციის უნარზე. გარე ველის მოქმედებით არაპოლარული მოლეკულები პოლარული ხდება, ხოლო პოლარული მოლეკულები კიდევ უფრო პოლარული, ანუ მოლეკულებში წარმოიქმნება დიპოლი, რომელსაც შემცირებულ ან ინდუცირებულ დიპოლს უწოდებენ.

  
  არაპოლარული მოლეკულისგან ინდუცირებული (შემცირებული) დიპოლის წარმოქმნის სქემა პოლარული ნაწილაკის ძალის ველის - დიპოლური მოქმედებით.

  მუდმივისგან განსხვავებით, ინდუცირებული დიპოლები წარმოიქმნება მხოლოდ გარე ელექტრული ველის მოქმედებით. პოლარიზაციამ შეიძლება გამოიწვიოს არა მხოლოდ ბმის პოლარიზება, არამედ მისი რღვევა, რომლის დროსაც ხდება შემაკავშირებელი ელექტრონული წყვილის გადასვლა ერთ-ერთ ატომზე და წარმოიქმნება უარყოფითად და დადებითად დამუხტული იონები.

  კოვალენტური ბმების პოლარობა და პოლარიზება განსაზღვრავს მოლეკულების რეაქტიულობას პოლარულ რეაგენტებთან მიმართებაში.

  კოვალენტური ბმის მქონე ნაერთების თვისებები

  კოვალენტური ბმების მქონე ნივთიერებები იყოფა ორ უთანასწორო ჯგუფად: მოლეკულურ და ატომურ (ან არამოლეკულურ), რომლებიც ბევრად უფრო მცირეა, ვიდრე მოლეკულური.

  მოლეკულური ნაერთები ნორმალურ პირობებში შეიძლება იყოს აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაში: აირების სახით (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), აქროლადი სითხეები (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ან მყარი კრისტალური ნივთიერებები, რომელთა უმეტესობას, თუნდაც ძალიან მცირე გაცხელებით, შეუძლია სწრაფად დნება და სუბლიმაცია (S 8, P 4, I 2, შაქარი C 12 H 22 O 11, „მშრალი ყინული“ CO. 2).

  მოლეკულური ნივთიერებების დაბალი დნობის, სუბლიმაციის და დუღილის წერტილები აიხსნება კრისტალებში მოლეკულური ურთიერთქმედების ძალზე სუსტი ძალებით. ამიტომ მოლეკულურ კრისტალებს არ ახასიათებთ მაღალი სიმტკიცე, სიმტკიცე და ელექტრული გამტარობა (ყინული ან შაქარი). უფრო მეტიც, პოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებებს უფრო მაღალი დნობის და დუღილის წერტილები აქვთ, ვიდრე არაპოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებებს. ზოგიერთი მათგანი ხსნადია ან სხვა პოლარულ გამხსნელებში. და არაპოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებები, პირიქით, უკეთესად იხსნება არაპოლარულ გამხსნელებში (ბენზოლი, ნახშირბადის ტეტრაქლორიდი). ასე რომ, იოდი, რომლის მოლეკულები არაპოლარულია, არ იხსნება პოლარულ წყალში, მაგრამ იხსნება არაპოლარული CCl4 და დაბალი პოლარობის ალკოჰოლში.

  არამოლეკულური (ატომური) ნივთიერებები კოვალენტური ბმებით (ბრილიანტი, გრაფიტი, სილიციუმი Si, კვარცი SiO 2, კარბორუნდი SiC და სხვა) ქმნიან უკიდურესად ძლიერ კრისტალებს, გარდა გრაფიტისა, რომელსაც აქვს ფენიანი სტრუქტურა. მაგალითად, ალმასის კრისტალური ბადე არის რეგულარული სამგანზომილებიანი ჩარჩო, რომელშიც ყოველი sp 3 ჰიბრიდირებული ნახშირბადის ატომი დაკავშირებულია ოთხ მეზობელ C ატომთან σ ბმებით. სინამდვილეში, მთელი ალმასის კრისტალი ერთი უზარმაზარი და ძალიან ძლიერი მოლეკულაა. სილიკონის კრისტალებს Si, რომელიც ფართოდ გამოიყენება რადიოელექტრონიკასა და ელექტრონულ ინჟინერიაში, აქვთ მსგავსი სტრუქტურა. თუ ალმასის C ატომების ნახევარს შევცვლით Si ატომებით კრისტალის ჩარჩო სტრუქტურის დარღვევის გარეშე, მივიღებთ კარბორუნდუმის კრისტალს - სილიციუმის კარბიდს SiC - ძალიან მძიმე ნივთიერებას, რომელიც გამოიყენება აბრაზიულ მასალად. და თუ O ატომი ჩასმულია ყოველ ორ Si ატომს შორის სილიციუმის კრისტალურ ბადეში, მაშინ წარმოიქმნება კვარცის SiO 2 კრისტალური სტრუქტურა - ასევე ძალიან მყარი ნივთიერება, რომლის მრავალფეროვნება ასევე გამოიყენება როგორც აბრაზიული მასალა.

  ალმასის, სილიციუმის, კვარცის და მსგავსი სტრუქტურის კრისტალები ატომური კრისტალებია, ისინი უზარმაზარი "სუპერმოლეკულებია", ამიტომ მათი სტრუქტურული ფორმულები არ შეიძლება იყოს სრულად გამოსახული, მაგრამ მხოლოდ ცალკე ფრაგმენტად, მაგალითად:

  
  ალმასის, სილიკონის, კვარცის კრისტალები

  არამოლეკულური (ატომური) კრისტალები, რომლებიც შედგება ერთი ან ორი ელემენტის ატომისგან, რომლებიც ერთმანეთთან არის დაკავშირებული ქიმიური ბმებით, მიეკუთვნებიან ცეცხლგამძლე ნივთიერებებს. დნობის მაღალი ტემპერატურა განპირობებულია დიდი რაოდენობით ენერგიის დახარჯვის აუცილებლობით ატომური კრისტალების დნობის დროს ძლიერი ქიმიური ბმების გასატეხად და არა სუსტი ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებით, როგორც მოლეკულური ნივთიერებების შემთხვევაში. ამავე მიზეზით, მრავალი ატომური კრისტალი გაცხელებისას არ დნება, არამედ იშლება ან დაუყოვნებლივ გადადის ორთქლის მდგომარეობაში (სუბლიმაცია), მაგალითად, გრაფიტი ამაღლდება 3700 o C ტემპერატურაზე.

  კოვალენტური ბმების მქონე არამოლეკულური ნივთიერებები უხსნადია წყალში და სხვა გამხსნელებში, მათი უმეტესობა არ ატარებს ელექტრო დენს (გარდა გრაფიტისა, რომელსაც აქვს ელექტრული გამტარობა და ნახევარგამტარები - სილიციუმი, გერმანიუმი და ა.შ.).