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 განხილულიყო ბმის წარმოქმნა, როგორც ორი ატომისთვის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოჩენის შედეგი. 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 აქცეპტორი.

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 (სქემაზე მითითებულია როგორც ცარიელი კვანტური უჯრედი), 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 ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის მეთოდი ხსნის დიდი რაოდენობით მოლეკულების გეომეტრიულ სტრუქტურას, თუმცა, ექსპერიმენტული მონაცემებით, უფრო ხშირად შეინიშნება მოლეკულები ოდნავ განსხვავებული ბმის კუთხით. 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. ორელექტრონიანი ორბიტალი, რომელიც შეიცავს ელექტრონების გაუზიარებელ წყვილს, 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 აყალიბებს 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 . N ატომის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილის მოქმედების შედეგად ბმის კუთხის შემცირების მსგავსი სურათი 109,5 0-დან 107 0-მდე 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 ელემენტების ატომებით ახლო ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობებით, 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 გავლენის ქვეშ მყოფი ელექტრონების გადაადგილების შედეგად, 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 კავშირის 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: გაზების (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), აქროლადი სითხეების (Br 2, H 2 O, C 2) სახით. 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 ალმასში C ატომების ნახევარს შევცვლით Si ატომებით, კრისტალის ჩარჩო სტრუქტურის დარღვევის გარეშე მივიღებთ კარბორუნდის 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 ქიმიური ბმებით ურთიერთდაკავშირებული ერთი ან ორი ელემენტის ატომისგან, მიეკუთვნება ცეცხლგამძლე ნივთიერებებს. დნობის მაღალი ტემპერატურა გამოწვეულია 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 არ დნება გაცხელებისას, 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.).

კოვალენტური ბმა(ლათინურიდან "with" ერთობლივად და "vales" valid) ხორციელდება ორივე ატომის კუთვნილი ელექტრონული წყვილით. წარმოიქმნება არამეტალების ატომებს შორის.

არამეტალების ელექტრონეგატიურობა საკმაოდ დიდია, ამიტომ არამეტალების ორი ატომის ქიმიური ურთიერთქმედებისას ელექტრონების სრული გადატანა ერთიდან მეორეზე (როგორც ამ შემთხვევაში) შეუძლებელია. ამ შემთხვევაში აუცილებელია ელექტრონების გაერთიანება.

მაგალითად, განვიხილოთ წყალბადის და ქლორის ატომების ურთიერთქმედება:

H 1s 1 - ერთი ელექტრონი

Cl 1s 2 2s 2 2 გვ6 3 s2 3 p5 - შვიდი ელექტრონი გარე დონეზე

ორი ატომიდან თითოეულს აკლია ერთი ელექტრონი, რათა ჰქონდეს სრული გარე ელექტრონული გარსი. და თითოეული ატომი გამოყოფს "საერთო გამოყენებისთვის" ერთ ელექტრონს. ამრიგად, ოქტეტის წესი დაკმაყოფილებულია. ამის წარმოდგენის საუკეთესო გზაა ლუისის ფორმულები:

კოვალენტური ბმის ფორმირება

საერთო ელექტრონები ახლა ორივე ატომს ეკუთვნის. წყალბადის ატომს აქვს ორი ელექტრონი (თავისი და ქლორის ატომის საერთო ელექტრონი), ხოლო ქლორის ატომს აქვს რვა ელექტრონი (თავისი პლუს წყალბადის ატომის საერთო ელექტრონი). ეს ორი საერთო ელექტრონი ქმნის კოვალენტურ კავშირს წყალბადისა და ქლორის ატომებს შორის. ნაწილაკი წარმოიქმნება ორი ატომის კავშირის გამოძახებისას მოლეკულა.

არაპოლარული კოვალენტური ბმა

კოვალენტური ბმა შეიძლება ჩამოყალიბდეს ორს შორის იგივეატომები. Მაგალითად:

ეს დიაგრამა განმარტავს, თუ რატომ არსებობს წყალბადი და ქლორი, როგორც დიატომური მოლეკულები. ორი ელექტრონის დაწყვილებისა და სოციალიზაციის წყალობით შესაძლებელია ორივე ატომის ოქტეტის წესის შესრულება.

ერთჯერადი ბმების გარდა, ორმაგი ან სამმაგი კოვალენტური ბმა შეიძლება ჩამოყალიბდეს, მაგალითად, ჟანგბადის O 2 ან აზოტის N 2 მოლეკულებში. აზოტის ატომს აქვს ხუთი ვალენტური ელექტრონი, ამიტომ გარსის დასასრულებლად საჭიროა კიდევ სამი ელექტრონი. ეს მიიღწევა სამი წყვილი ელექტრონის გაზიარებით, როგორც ეს ნაჩვენებია ქვემოთ:

კოვალენტური ნაერთები, როგორც წესი, არის აირები, სითხეები ან შედარებით დაბალი დნობის მყარი. ერთ-ერთი იშვიათი გამონაკლისი არის ბრილიანტი, რომელიც დნება 3500°C-ზე ზემოთ. ეს გამოწვეულია ალმასის სტრუქტურით, რომელიც არის კოვალენტურად შეკრული ნახშირბადის ატომების უწყვეტი ბადე და არა ცალკეული მოლეკულების კრებული. სინამდვილეში, ნებისმიერი ალმასის კრისტალი, მიუხედავად მისი ზომისა, არის ერთი უზარმაზარი მოლეკულა.

კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება, როდესაც ორი არამეტალის ატომის ელექტრონები უერთდებიან ერთმანეთს. მიღებულ სტრუქტურას მოლეკულა ეწოდება.

პოლარული კოვალენტური ბმა

უმეტეს შემთხვევაში, ორ კოვალენტურ ატომს აქვს განსხვავებულიელექტრონეგატიურობა და საერთო ელექტრონები არ მიეკუთვნება ორ ატომს თანაბრად. უმეტეს შემთხვევაში ისინი უფრო ახლოს არიან ერთ ატომთან, ვიდრე მეორესთან. მაგალითად, წყალბადის ქლორიდის მოლეკულაში, ელექტრონები, რომლებიც ქმნიან კოვალენტურ კავშირს, მდებარეობს ქლორის ატომთან უფრო ახლოს, რადგან მისი ელექტრონეგატიურობა უფრო მაღალია, ვიდრე წყალბადის. თუმცა, განსხვავება ელექტრონების მიზიდვის უნარში არც ისე დიდია, რომ მოხდეს ელექტრონის სრული გადატანა წყალბადის ატომიდან ქლორის ატომში. ამრიგად, წყალბადისა და ქლორის ატომებს შორის კავშირი შეიძლება განიხილებოდეს, როგორც იონური ბმის (სრული ელექტრონების გადაცემა) და არაპოლარული კოვალენტური ბმის ჯვარი (ორ ატომს შორის ელექტრონების წყვილის სიმეტრიული განლაგება). ატომების ნაწილობრივი მუხტი აღინიშნება ბერძნული ასო δ. ასეთ კავშირს ე.წ პოლარული კოვალენტური ბმა, და ამბობენ, რომ წყალბადის ქლორიდის მოლეკულა პოლარულია, ანუ მას აქვს დადებითად დამუხტული ბოლო (წყალბადის ატომი) და უარყოფითად დამუხტული ბოლო (ქლორის ატომი).

ქვემოთ მოცემულ ცხრილში მოცემულია ბმების ძირითადი ტიპები და ნივთიერებების მაგალითები:

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის გაცვლის და დონორ-აქცეპტორული მექანიზმი

1) გაცვლის მექანიზმი. თითოეული ატომი ხელს უწყობს თითო დაუწყვილებელ ელექტრონს საერთო ელექტრონულ წყვილში.

2) დონორ-აქცეპტორი მექანიზმი. ერთი ატომი (დონორი) უზრუნველყოფს ელექტრონულ წყვილს, ხოლო მეორე ატომი (მიმღები) უზრუნველყოფს ცარიელ ორბიტალს ამ წყვილისთვის.

ქიმიური ნაერთების წარმოქმნა გამოწვეულია მოლეკულებსა და კრისტალებში ატომებს შორის ქიმიური კავშირის გამოჩენით.

ქიმიური ბმა არის ატომების ურთიერთმიწებება მოლეკულაში და ბროლის ბადეში ატომებს შორის მიზიდულობის ელექტრული ძალების მოქმედების შედეგად.

ᲙᲝᲕᲐᲚᲔᲜᲢᲣᲠᲘ ᲑᲛᲐ.

კოვალენტური ბმა იქმნება საერთო ელექტრონული წყვილების გამო, რომლებიც წარმოიქმნება შეკრული ატომების გარსებში. ის შეიძლება ჩამოყალიბდეს იმავე ელემენტის ატომებით, შემდეგ კი ის არაპოლარული; მაგალითად, ასეთი კოვალენტური ბმა არსებობს ერთელემენტიანი აირების H2, O2, N2, Cl2 და ა.შ.

კოვალენტური ბმა შეიძლება ჩამოყალიბდეს ქიმიური ბუნებით მსგავსი სხვადასხვა ელემენტების ატომებით და შემდეგ იგი პოლარული; მაგალითად, ასეთი კოვალენტური ბმა არსებობს H2O, NF3, CO2 მოლეკულებში. ელემენტების ატომებს შორის წარმოიქმნება კოვალენტური ბმა,

ქიმიური ბმების რაოდენობრივი მახასიათებლები. კომუნიკაციის ენერგია. ბმული სიგრძე. ქიმიური ბმის პოლარობა. ვალენტობის კუთხე. ეფექტური მუხტები ატომებზე მოლეკულებში. ქიმიური ბმის დიპოლური მომენტი. პოლიატომური მოლეკულის დიპოლური მომენტი. ფაქტორები, რომლებიც განსაზღვრავენ პოლიატომური მოლეკულის დიპოლური მომენტის სიდიდეს.

კოვალენტური ბმის მახასიათებლები . კოვალენტური ბმის მნიშვნელოვანი რაოდენობრივი მახასიათებლებია ბმის ენერგია, მისი სიგრძე და დიპოლური მომენტი.

ბონდის ენერგია- მისი ფორმირებისას გამოთავისუფლებული ენერგია ან აუცილებელია ორი შეკრული ატომის გამოსაყოფად. კავშირის ენერგია ახასიათებს მის სიძლიერეს.

ბმული სიგრძეარის მანძილი შეკრული ატომების ცენტრებს შორის. რაც უფრო მოკლეა სიგრძე, მით უფრო ძლიერია ქიმიური კავშირი.

კავშირის დიპოლური მომენტი(მ) - ბმის პოლარობის დამახასიათებელი ვექტორული მნიშვნელობა.

ვექტორის სიგრძე ტოლია ბმის სიგრძის l და ეფექტური მუხტის q ნამრავლის, რომელსაც ატომები იძენენ ელექტრონის სიმკვრივის გადანაცვლებისას: | მ | = lh q. დიპოლური მომენტის ვექტორი მიმართულია დადებითიდან უარყოფით მუხტამდე. ყველა ბმის დიპოლური მომენტების ვექტორული მიმატებით, მიიღება მოლეკულის დიპოლური მომენტი.

ობლიგაციების მახასიათებლებზე გავლენას ახდენს მათი სიმრავლე:

ობლიგაციების ენერგია ზედიზედ იზრდება;

კავშირის სიგრძე საპირისპირო თანმიმდევრობით იზრდება.

ბონდის ენერგია(სისტემის მოცემული მდგომარეობისთვის) არის განსხვავება იმ მდგომარეობის ენერგიას შორის, რომელშიც სისტემის შემადგენელი ნაწილები ერთმანეთისგან უსასრულოდ დაშორებულია და აქტიურ დასვენების მდგომარეობაში არიან და შეკრული მდგომარეობის მთლიან ენერგიას შორის. სისტემა:

სადაც E არის კომპონენტების შებოჭვის ენერგია N კომპონენტის სისტემაში (ნაწილაკები), Еi არის i-ე კომპონენტის ჯამური ენერგია შეუზღუდავ მდგომარეობაში (უსასრულოდ შორეული ნაწილაკი მოსვენებულ მდგომარეობაში), და E არის მთლიანი ენერგია. შეკრული სისტემა. სისტემისთვის, რომელიც შედგება ნაწილაკებისგან უსასრულობაში მოსვენებულ მდგომარეობაში, შემაკავშირებელ ენერგიად ითვლება ნულის ტოლი, ანუ როდესაც შეკრული მდგომარეობა იქმნება, ენერგია გამოიყოფა. შებოჭვის ენერგია უდრის იმ მინიმალურ სამუშაოს, რომელიც უნდა დაიხარჯოს სისტემის შემადგენელ ნაწილაკებად დაშლაზე.

იგი ახასიათებს სისტემის სტაბილურობას: რაც უფრო მაღალია შეკვრის ენერგია, მით უფრო სტაბილურია სისტემა. ნეიტრალური ატომების ვალენტური ელექტრონებისთვის (გარე ელექტრონული გარსების ელექტრონები) ძირითად მდგომარეობაში, შებოჭვის ენერგია ემთხვევა იონიზაციის ენერგიას, უარყოფით იონებს, ელექტრონების აფინურობას. დიატომური მოლეკულის ქიმიური ბმის ენერგია შეესაბამება მისი თერმული დისოციაციის ენერგიას, რომელიც არის ასობით კჯ/მოლი. ატომური ბირთვის ჰადრონების შეკავშირების ენერგია განისაზღვრება ძირითადად ძლიერი ურთიერთქმედებით. მსუბუქი ბირთვებისთვის ეს არის ~0,8 მევ ერთ ნუკლეონზე.

ქიმიური კავშირის სიგრძეარის მანძილი ქიმიურად შეკრული ატომების ბირთვებს შორის. ქიმიური ბმის სიგრძე არის მნიშვნელოვანი ფიზიკური რაოდენობა, რომელიც განსაზღვრავს ქიმიური ბმის გეომეტრიულ ზომებს და მის გავრცელებას სივრცეში. ქიმიური ბმის სიგრძის დასადგენად გამოიყენება სხვადასხვა მეთოდი. გაზის ელექტრონის დიფრაქცია, მიკროტალღური სპექტროსკოპია, რამანის სპექტრები და მაღალი გარჩევადობის IR სპექტრები გამოიყენება იზოლირებული მოლეკულების ქიმიური ბმების სიგრძის შესაფასებლად ორთქლის (აირის) ფაზაში. ითვლება, რომ ქიმიური ბმის სიგრძე არის დანამატი სიდიდე, რომელიც განისაზღვრება იმ ატომების კოვალენტური რადიუსების ჯამით, რომლებიც ქმნიან ქიმიურ კავშირს.

ქიმიური ბმების პოლარობა- ქიმიური ბმის მახასიათებელი, რომელიც აჩვენებს ელექტრონის სიმკვრივის განაწილების ცვლილებას ბირთვების ირგვლივ სივრცეში, ამ ბმის შემქმნელ ნეიტრალურ ატომებში ელექტრონის სიმკვრივის განაწილებასთან შედარებით. შესაძლებელია მოლეკულაში ბმის პოლარობის დადგენა. ზუსტი რაოდენობრივი შეფასების სირთულე მდგომარეობს იმაში, რომ ბმის პოლარობა დამოკიდებულია რამდენიმე ფაქტორზე: შემაერთებელი მოლეკულების ატომებისა და იონების ზომაზე; ბმის რიცხვიდან და ბუნებიდან, რომელიც შემაერთებელ ატომებს უკვე ჰქონდათ მოცემულ ურთიერთქმედებამდე; სტრუქტურის ტიპზე და მათი ბროლის გისოსების დეფექტების თავისებურებებზეც კი. ასეთი გამოთვლები კეთდება სხვადასხვა მეთოდით, რომლებიც ზოგადად დაახლოებით ერთსა და იმავე შედეგებს (მნიშვნელობებს) იძლევა.

მაგალითად, HCl-სთვის აღმოჩნდა, რომ ამ მოლეკულის თითოეულ ატომს აქვს მთელი ელექტრონის მუხტის 0,17 მუხტი. წყალბადის ატომზე +0,17, ხოლო ქლორის ატომზე -0,17. ატომებზე ეგრეთ წოდებული ეფექტური მუხტები ყველაზე ხშირად გამოიყენება ბმის პოლარობის რაოდენობრივ საზომად. ეფექტური მუხტი განისაზღვრება, როგორც განსხვავება ბირთვის მახლობლად მდებარე სივრცის ზოგიერთ რეგიონში მდებარე ელექტრონების მუხტსა და ბირთვის მუხტს შორის. ამასთან, ამ ზომას აქვს მხოლოდ პირობითი და მიახლოებითი მნიშვნელობა, რადგან შეუძლებელია ცალსახად გამოვყოთ რეგიონი მოლეკულაში, რომელიც ეკუთვნის ექსკლუზიურად ერთ ატომს, ხოლო რამდენიმე ბმის შემთხვევაში, კონკრეტულ ბმას.

ვალენტობის კუთხე- ერთი ატომიდან წარმოქმნილი ქიმიური (კოვალენტური) ბმების მიმართულებებით წარმოქმნილი კუთხე. ბმის კუთხეების ცოდნა აუცილებელია მოლეკულების გეომეტრიის დასადგენად. ვალენტობის კუთხეები დამოკიდებულია როგორც მიმაგრებული ატომების ინდივიდუალურ მახასიათებლებზე, ასევე ცენტრალური ატომის ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაციაზე. მარტივი მოლეკულებისთვის ბმის კუთხე, ისევე როგორც მოლეკულის სხვა გეომეტრიული პარამეტრები, შეიძლება გამოითვალოს კვანტური ქიმიის მეთოდებით. ექსპერიმენტულად, ისინი განისაზღვრება მოლეკულების ინერციის მომენტების მნიშვნელობებით, რომლებიც მიღებულია მათი ბრუნვის სპექტრის ანალიზით. რთული მოლეკულების ბმის კუთხე განისაზღვრება დიფრაქციული სტრუქტურული ანალიზის მეთოდებით.

ატომის ეფექტური დამუხტვა, ახასიათებს განსხვავებას ქიმიკატში მოცემული ატომის კუთვნილი ელექტრონების რაოდენობას შორის. კომ. და თავისუფალი ელექტრონების რაოდენობა. ატომი. შეფასებისთვის E. z. ა. გამოიყენება მოდელები, რომლებშიც ექსპერიმენტულად განსაზღვრული სიდიდეები წარმოდგენილია ატომებზე ლოკალიზებული წერტილოვანი არაპოლარიზებული მუხტების ფუნქციების სახით; მაგალითად, დიატომური მოლეკულის დიპოლური მომენტი განიხილება, როგორც E. z-ის პროდუქტი. ა. ატომთაშორის მანძილზე. მსგავსი მოდელების ფარგლებში E. z. ა. შეიძლება გამოითვალოს ოპტიკური მონაცემების გამოყენებით. ან რენტგენის სპექტროსკოპია.

მოლეკულების დიპოლური მომენტები.

იდეალური კოვალენტური ბმა არსებობს მხოლოდ იდენტური ატომებისგან შემდგარ ნაწილაკებში (H2, N2 და ა.შ.). თუ კავშირი წარმოიქმნება სხვადასხვა ატომებს შორის, მაშინ ელექტრონის სიმკვრივე გადადის ატომების ერთ-ერთ ბირთვზე, ანუ ბმა პოლარიზებულია. ბმის პოლარობა ხასიათდება მისი დიპოლური მომენტით.

მოლეკულის დიპოლური მომენტი ტოლია მისი ქიმიური ბმების დიპოლური მომენტების ვექტორული ჯამის. თუ პოლარული ბმები მოლეკულაში სიმეტრიულად არის განლაგებული, მაშინ დადებითი და უარყოფითი მუხტები ანაზღაურებენ ერთმანეთს, ხოლო მოლეკულა მთლიანობაში არაპოლარულია. ეს ხდება, მაგალითად, ნახშირორჟანგის მოლეკულასთან. პოლიატომური მოლეკულები პოლარული ბმების ასიმეტრიული განლაგებით ძირითადად პოლარულია. ეს განსაკუთრებით ეხება წყლის მოლეკულას.

მოლეკულის დიპოლური მომენტის მიღებულ მნიშვნელობაზე შეიძლება გავლენა იქონიოს ელექტრონების მარტოხელა წყვილმა. ამრიგად, NH3 და NF3 მოლეკულებს აქვთ ტეტრაედრული გეომეტრია (ელექტრონების მარტოხელა წყვილის გათვალისწინებით). აზოტი-წყალბადის და აზოტ-ფტორის ბმების იონურობის ხარისხი არის შესაბამისად 15 და 19%, ხოლო მათი სიგრძე, შესაბამისად, 101 და 137 pm. ამის საფუძველზე შეიძლება დავასკვნათ, რომ NF3-ის დიპოლური მომენტი უფრო დიდია. თუმცა ექსპერიმენტი საპირისპიროს აჩვენებს. დიპოლური მომენტის უფრო ზუსტი პროგნოზით გასათვალისწინებელია მარტოხელა წყვილის დიპოლური მომენტის მიმართულება (სურ. 29).

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის კონცეფცია და მოლეკულების და იონების სივრცითი სტრუქტურა. ჰიბრიდული ორბიტალების ელექტრონული სიმკვრივის განაწილების თავისებურებები. ჰიბრიდიზაციის ძირითადი ტიპები: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. ჰიბრიდიზაცია, რომელიც მოიცავს მარტოხელა ელექტრონების წყვილებს.

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია.

ზოგიერთი მოლეკულის სტრუქტურის ასახსნელად VS მეთოდით გამოიყენება ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის მოდელი (AO). ზოგიერთი ელემენტისთვის (ბერილიუმი, ბორი, ნახშირბადი) ორივე s- და p-ელექტრონები მონაწილეობენ კოვალენტური ბმების ფორმირებაში. ეს ელექტრონები განლაგებულია AO-ებზე, რომლებიც განსხვავდებიან ფორმისა და ენერგიით. ამის მიუხედავად, მათი მონაწილეობით ჩამოყალიბებული ობლიგაციები ეკვივალენტური აღმოჩნდება და სიმეტრიულადაა განლაგებული.

მაგალითად, BeC12, BC13 და CC14 მოლეკულებში, C1-E-C1 კავშირის კუთხე არის 180, 120 და 109,28 o. E-C1 ბმის სიგრძის მნიშვნელობები და ენერგიები იგივეა თითოეული ამ მოლეკულისთვის. ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის პრინციპი მდგომარეობს იმაში, რომ სხვადასხვა ფორმისა და ენერგიის თავდაპირველი AO, როდესაც შერეულია, იძლევა იმავე ფორმისა და ენერგიის ახალ ორბიტალებს. ცენტრალური ატომის ჰიბრიდიზაციის ტიპი განსაზღვრავს მის მიერ წარმოქმნილი მოლეკულის ან იონის გეომეტრიულ ფორმას.

განვიხილოთ მოლეკულის სტრუქტურა ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის თვალსაზრისით.

მოლეკულების სივრცითი ფორმა.

ლუისის ფორმულები ბევრს ამბობენ მოლეკულების ელექტრონულ სტრუქტურასა და სტაბილურობაზე, მაგრამ ჯერჯერობით ვერაფერს იტყვიან მათ სივრცულ სტრუქტურაზე. ქიმიური ბმის თეორიაში, არსებობს ორი კარგი მიდგომა მოლეკულების გეომეტრიის ახსნისა და პროგნოზირებისთვის. ისინი კარგ შეთანხმებაში არიან ერთმანეთთან. პირველ მიდგომას ეწოდება ვალენტური ელექტრონული წყვილის მოგერიების თეორია (OVEP). მიუხედავად "საშინელი" სახელისა, ამ მიდგომის არსი ძალიან მარტივი და ნათელია: ქიმიური ბმები და მოლეკულებში მარტოხელა ელექტრონული წყვილი, როგორც წესი, ერთმანეთისგან რაც შეიძლება შორს მდებარეობს. ავხსნათ კონკრეტული მაგალითებით. BeCl2 მოლეკულაში ორი Be-Cl ბმაა. ამ მოლეკულის ფორმა უნდა იყოს ისეთი, რომ ორივე ბმა და ქლორის ატომები მათ ბოლოებში განლაგებული იყოს ერთმანეთისგან რაც შეიძლება შორს:

ეს შესაძლებელია მხოლოდ მოლეკულის წრფივი ფორმით, როდესაც ბმებს შორის კუთხე (ClBeCl კუთხე) უდრის 180o.

კიდევ ერთი მაგალითი: BF3 მოლეკულაში არის 3 B-F ბმა. ისინი განლაგებულია ერთმანეთისგან რაც შეიძლება შორს და მოლეკულას აქვს ბრტყელი სამკუთხედის ფორმა, სადაც ბმებს შორის ყველა კუთხე (კუთხე FBF) უდრის 120 o-ს:

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია.

ჰიბრიდიზაცია გულისხმობს არა მხოლოდ ელექტრონების შეერთებას, არამედ მარტოხელა ელექტრონული წყვილი . მაგალითად, წყლის მოლეკულა შეიცავს ორ კოვალენტურ ქიმიურ კავშირს ჟანგბადის ატომსა და ნახაზი 21 წყალბადის ორ ატომს შორის (სურათი 21).

წყალბადის ატომებთან საერთო ორი წყვილი ელექტრონის გარდა, ჟანგბადის ატომს აქვს ორი წყვილი გარე ელექტრონი, რომლებიც არ მონაწილეობენ ბმის ფორმირებაში. გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი). ოთხივე წყვილი ელექტრონი იკავებს გარკვეულ უბნებს ჟანგბადის ატომის გარშემო სივრცეში. ვინაიდან ელექტრონები ერთმანეთს უკუაგდებენ, ელექტრონული ღრუბლები განლაგებულია ერთმანეთისგან რაც შეიძლება შორს. ამ შემთხვევაში, ჰიბრიდიზაციის შედეგად იცვლება ატომური ორბიტალების ფორმა, ისინი გრძელდება და მიმართულია ტეტრაედრის წვეროებისკენ. მაშასადამე, წყლის მოლეკულას აქვს კუთხოვანი ფორმა, ხოლო კუთხე ჟანგბად-წყალბადის ბმებს შორის არის 104,5 o.

მოლეკულების და იონების ფორმა, როგორიცაა AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO მონაწილეობს σ-ბმების ფორმირებაში პლანტურ კვადრატულ მოლეკულებში, რვათავიან მოლეკულებში და ტრიგონალური ბიპირამიდის სახით აგებულ მოლეკულებში. ელექტრონული წყვილების მოგერიების გავლენა მოლეკულების სივრცულ კონფიგურაციაზე (KNEP-ის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების მონაწილეობის კონცეფცია).

მოლეკულების და იონების ფორმა, როგორიცაა AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. AO ჰიბრიდიზაციის თითოეული ტიპი შეესაბამება მკაცრად განსაზღვრულ გეომეტრიულ ფორმას, რომელიც დადასტურებულია ექსპერიმენტულად. მის საფუძველს ქმნის ჰიბრიდული ორბიტალებით წარმოქმნილი σ-ბმები, მათ ელექტროსტატიკურ ველში მოძრაობენ π-ელექტრონების დელოკალიზებული წყვილი (მრავლობითი ბმის შემთხვევაში) (ცხრილი 5.3). sp ჰიბრიდიზაცია. მსგავსი ტიპის ჰიბრიდიზაცია ხდება მაშინ, როდესაც ატომი ქმნის ორ ბმას ელექტრონების გამო, რომლებიც მდებარეობს s- და p-ორბიტალებში და აქვთ მსგავსი ენერგიები. ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია დამახასიათებელია AB2 ტიპის მოლეკულებისთვის (ნახ. 5.4). ასეთი მოლეკულების და იონების მაგალითები მოცემულია ცხრილში. 5.3 (ნახ. 5.4).

ცხრილი 5.3

მოლეკულების გეომეტრიული ფორმები

E არის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი.

BeCl2 მოლეკულის სტრუქტურა. ბერილიუმის ატომს ნორმალურ მდგომარეობაში აქვს ორი დაწყვილებული s-ელექტრონი გარე შრეში. აგზნების შედეგად, ერთ-ერთი s ელექტრონი გადადის p-მდგომარეობაში - ჩნდება ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი, რომლებიც განსხვავდება ორბიტალის ფორმით და ენერგიით. როდესაც იქმნება ქიმიური ბმა, ისინი გარდაიქმნება ორ იდენტურ sp-ჰიბრიდულ ორბიტალად, რომლებიც მიმართულია ერთმანეთის მიმართ 180 გრადუსიანი კუთხით.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - ატომის აღგზნებული მდგომარეობა

ბრინჯი. 5.4. sp-ჰიბრიდული ღრუბლების სივრცითი მოწყობა

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ძირითადი ტიპები. მატერია შედედებულ მდგომარეობაში. ფაქტორები, რომლებიც განსაზღვრავენ მოლეკულათაშორისი ურთიერთქმედების ენერგიას. წყალბადის ბმა. წყალბადის ბმის ბუნება. წყალბადის ბმის რაოდენობრივი მახასიათებლები. წყალბადთაშორისი და ინტრამოლეკულური კავშირი.

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებები- ურთიერთქმედება. მოლეკულები ერთმანეთში, რაც არ იწვევს რღვევას ან ახალი ქიმიური ნივთიერების წარმოქმნას. კავშირები. მ.ვ. განსაზღვრავს განსხვავებას რეალურ გაზებსა და იდეალურ გაზებს შორის, სითხეების არსებობას და ამბობენ. კრისტალები. მ-დან. ბევრია დამოკიდებული. სტრუქტურული, სპექტრული, თერმოდინამიკური. და სხვა წმინდა კუნძულები-ში. ცნების გაჩენა მ.ს. ასოცირდება ვან დერ ვაალსის სახელთან, რომელმაც 1873 წელს შემოგვთავაზა მდგომარეობის განტოლება, რომელიც ითვალისწინებს M. v. ამიტომ მ-ის ძალები ქ. ხშირად უწოდებენ ვან დერ ვალსს.

მ საუკუნის საფუძველი.ქმნიან ურთიერთქმედების კულონის ძალებს. ერთი მოლეკულის ელექტრონებსა და ბირთვებსა და მეორის ბირთვებსა და ელექტრონებს შორის. ექსპერიმენტულად განსაზღვრულ St.-vahs in-va-ში ვლინდება საშუალო ურთიერთქმედება, რაც დამოკიდებულია მოლეკულებს შორის R მანძილზე, მათ ორმხრივ ორიენტაციაზე, სტრუქტურასა და ფიზიკურზე. მახასიათებლები (დიპოლური მომენტი, პოლარიზება და ა.შ.). დიდ R-ში, რომელიც მნიშვნელოვნად აღემატება თავად მოლეკულების წრფივ ზომებს, რის შედეგადაც მოლეკულების ელექტრონული გარსები ერთმანეთს არ ემთხვევა, ძალები M.v. გონივრულად შეიძლება დაიყოს სამ ტიპად - ელექტროსტატიკური, პოლარიზაციის (ინდუქციური) და დისპერსიული. ელექტროსტატიკურ ძალებს ზოგჯერ ორიენტაციულს უწოდებენ, მაგრამ ეს არასწორია, რადგან მოლეკულების ორმხრივი ორიენტაცია ასევე შეიძლება განისაზღვროს პოლარიზაციის გზით. ძალები, თუ მოლეკულები ანისოტროპულია.

მოლეკულებს შორის მცირე დისტანციებზე (R ~ l) ცალკეული ტიპების გამოყოფა M. საუკუნის. შესაძლებელია მხოლოდ დაახლოებით, ხოლო, გარდა აღნიშნული სამი ტიპისა, კიდევ ორი ​​გამოირჩევა, რომლებიც დაკავშირებულია ელექტრონული გარსების გადახურვასთან - გაცვლითი ურთიერთქმედება და ურთიერთქმედება ელექტრონული მუხტის გადაცემის გამო. მიუხედავად გარკვეული პირობითობისა, ყოველ კონკრეტულ შემთხვევაში ასეთი დაყოფა საშუალებას გვაძლევს ავხსნათ მ.ს. და გამოთვალეთ მისი ენერგია.

მატერიის სტრუქტურა შედედებულ მდგომარეობაში.

ნივთიერების შემადგენელ ნაწილაკებს შორის მანძილისა და მათ შორის ურთიერთქმედების ბუნებისა და ენერგიის მიხედვით, ნივთიერება შეიძლება იყოს აგრეგაციის სამი მდგომარეობიდან ერთ-ერთში: მყარ, თხევად და აირად.

საკმარისად დაბალ ტემპერატურაზე ნივთიერება მყარ მდგომარეობაშია. კრისტალური ნივთიერების ნაწილაკებს შორის მანძილი თავად ნაწილაკების ზომისაა. ნაწილაკების საშუალო პოტენციური ენერგია უფრო მეტია, ვიდრე მათი საშუალო კინეტიკური ენერგია. ნაწილაკების მოძრაობა, რომლებიც ქმნიან კრისტალებს, ძალიან შეზღუდულია. ნაწილაკებს შორის მოქმედი ძალები ინარჩუნებენ მათ წონასწორობის პოზიციებთან ახლოს. ეს ხსნის საკუთარი ფორმისა და მოცულობის კრისტალური სხეულების არსებობას და მაღალი ათვლის წინააღმდეგობას.

როდესაც დნება, მყარი ნივთიერებები იქცევა სითხეებად. სტრუქტურის მიხედვით, თხევადი ნივთიერება განსხვავდება კრისტალურისგან იმით, რომ ყველა ნაწილაკი არ არის განლაგებული ერთმანეთისგან იმავე მანძილზე, როგორც კრისტალებში, ზოგიერთი მოლეკულა ერთმანეთისგან დიდი მანძილით არის დაშორებული. თხევად მდგომარეობაში მყოფი ნივთიერებების ნაწილაკების საშუალო კინეტიკური ენერგია დაახლოებით უდრის მათ საშუალო პოტენციურ ენერგიას.

მყარი და თხევადი მდგომარეობა ხშირად გაერთიანებულია ზოგადი ტერმინით - შედედებული მდგომარეობა.

მოლეკულათაშორისი ურთიერთქმედების სახეები ინტრამოლეკულური წყალბადის ბმა.ბმები, რომელთა ფორმირების დროს არ ხდება ელექტრონული გარსების გადაწყობა, ე.წ. ურთიერთქმედება მოლეკულებს შორის . მოლეკულური ურთიერთქმედების ძირითად ტიპებს მიეკუთვნება ვან დერ ვაალის ძალები, წყალბადის ბმები და დონორი-მიმღები ურთიერთქმედება.

როდესაც მოლეკულები უახლოვდებიან ერთმანეთს, ჩნდება მიზიდულობა, რაც იწვევს მატერიის შედედებული მდგომარეობის წარმოქმნას (თხევადი, მყარი მოლეკულური კრისტალური ბადით). ძალებს, რომლებიც ხელს უწყობენ მოლეკულების მიზიდვას, ვან დერ ვაალის ძალებს უწოდებენ.

მათ ახასიათებთ სამი ტიპი ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება :

ა) ორიენტაციის ურთიერთქმედება, რომელიც ვლინდება პოლარულ მოლეკულებს შორის და მიდრეკილია დაიკავოს პოზიცია, რომელშიც მათი დიპოლები ერთმანეთის პირისპირ იქნებიან საპირისპირო პოლუსებით, ხოლო ამ დიპოლების მომენტების ვექტორები ორიენტირებული იქნება ერთი სწორი ხაზის გასწვრივ (სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ. , მას დიპოლ-დიპოლური ურთიერთქმედება ეწოდება);

ბ) ინდუქცია, რომელიც წარმოიქმნება ინდუცირებულ დიპოლებს შორის, რომელთა წარმოქმნის მიზეზია ორი მოახლოებული მოლეკულის ატომების ურთიერთპოლარიზაცია;

გ) დისპერსია, რომელიც წარმოიქმნება მოლეკულებში დადებითი და უარყოფითი მუხტების მყისიერი გადაადგილების შედეგად წარმოქმნილი მიკროდიპოლების ურთიერთქმედების შედეგად ელექტრონების მოძრაობისა და ბირთვების ვიბრაციების დროს.

დისპერსიული ძალები მოქმედებს ნებისმიერ ნაწილაკებს შორის. ორიენტაცია და ინდუქციური ურთიერთქმედება მრავალი ნივთიერების ნაწილაკებისთვის, მაგალითად: He, Ar, H2, N2, CH4, არ ხორციელდება. NH3 მოლეკულებისთვის დისპერსიული ურთიერთქმედება შეადგენს 50%-ს, ორიენტაციის ურთიერთქმედებას 44,6%-ს და ინდუქციურ ურთიერთქმედებას 5,4%-ს. ვან დერ ვაალის მიზიდულობის ძალების პოლარული ენერგია ხასიათდება დაბალი მნიშვნელობებით. ამრიგად, ყინულისთვის ის არის 11 კჯ/მოლი, ე.ი. 2.4% H-O კოვალენტური ბმის ენერგია (456 კჯ/მოლი). ვან დერ ვაალის მიზიდულობის ძალები არის ფიზიკური ურთიერთქმედება.

წყალბადის ბმა- ეს არის ფიზიკურ-ქიმიური კავშირი ერთი მოლეკულის წყალბადსა და მეორე მოლეკულის EO ელემენტს შორის. წყალბადის ბმების წარმოქმნა აიხსნება იმით, რომ პოლარულ მოლეკულებში ან ჯგუფებში პოლარიზებულ წყალბადის ატომს აქვს უნიკალური თვისებები: შიდა ელექტრონული გარსების არარსებობა, ელექტრონული წყვილის მნიშვნელოვანი გადანაცვლება ატომზე მაღალი EO და ძალიან მცირე. ზომა. ამრიგად, წყალბადს შეუძლია ღრმად შეაღწიოს მეზობელი უარყოფითად პოლარიზებული ატომის ელექტრონულ გარსში. როგორც სპექტრული მონაცემები აჩვენებს, EO ატომის, როგორც დონორის და წყალბადის ატომის, როგორც აქცეპტორის, დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება ასევე მნიშვნელოვან როლს ასრულებს წყალბადის ბმის ფორმირებაში. წყალბადის ბმა შეიძლება იყოს ინტერმოლეკულური ან ინტრამოლეკულური.

წყალბადის ბმები შეიძლება მოხდეს როგორც სხვადასხვა მოლეკულებს შორის, ასევე მოლეკულის შიგნით, თუ ეს მოლეკულა შეიცავს დონორის და მიმღების უნარების მქონე ჯგუფებს. ამრიგად, სწორედ ინტრამოლეკულური წყალბადის ბმები თამაშობენ მთავარ როლს პეპტიდური ჯაჭვების ფორმირებაში, რომლებიც განსაზღვრავენ ცილების სტრუქტურას. სტრუქტურაზე ინტრამოლეკულური წყალბადური კავშირის ეფექტის ერთ-ერთი ყველაზე ცნობილი მაგალითია დეზოქსირიბონუკლეინის მჟავა (დნმ). დნმ-ის მოლეკულა იკეცება ორმაგ სპირალში. ამ ორმაგი სპირალის ორი ჯაჭვი ერთმანეთთან წყალბადის ბმებით არის დაკავშირებული. წყალბადის ბმას აქვს შუალედური ხასიათი ვალენტურობასა და მოლეკულურ ურთიერთქმედებებს შორის. იგი დაკავშირებულია პოლარიზებული წყალბადის ატომის უნიკალურ თვისებებთან, მის მცირე ზომასთან და ელექტრონული ფენების არარსებობასთან.

ინტერმოლეკულური და ინტრამოლეკულური წყალბადის ბმა.

წყალბადის ბმები გვხვდება ბევრ ქიმიურ ნაერთში. ისინი წარმოიქმნება, როგორც წესი, ფტორის, აზოტისა და ჟანგბადის ატომებს შორის (ყველაზე ელექტროუარყოფითი ელემენტები), ნაკლებად ხშირად - ქლორის, გოგირდის და სხვა არამეტალების ატომების მონაწილეობით. ძლიერი წყალბადის ბმები იქმნება ისეთ თხევად ნივთიერებებში, როგორიცაა წყალი, წყალბადის ფტორი, ჟანგბადის შემცველი არაორგანული მჟავები, კარბოქსილის მჟავები, ფენოლები, სპირტები, ამიაკი, ამინები. კრისტალიზაციის დროს ამ ნივთიერებებში წყალბადის ბმები ჩვეულებრივ შენარჩუნებულია. ამიტომ მათ კრისტალურ სტრუქტურებს აქვთ ჯაჭვების (მეთანოლი), ბრტყელი ორგანზომილებიანი ფენების (ბორის მჟავა), სამგანზომილებიანი სივრცითი ბადეების (ყინული) ფორმა.

თუ წყალბადის ბმა აერთიანებს ერთი მოლეკულის ნაწილებს, მაშინ ისინი საუბრობენ ინტრამოლეკულური წყალბადის ბმა. ეს განსაკუთრებით დამახასიათებელია მრავალი ორგანული ნაერთისთვის (სურ. 42). თუ წყალბადის ბმა წარმოიქმნება ერთი მოლეკულის წყალბადის ატომსა და მეორე მოლეკულის არამეტალის ატომს შორის (ინთერმოლეკულური წყალბადის ბმა), შემდეგ მოლეკულები ქმნიან საკმაოდ ძლიერ წყვილებს, ჯაჭვებს, რგოლებს. ამრიგად, ჭიანჭველა მჟავა არსებობს როგორც თხევად, ასევე აირად მდგომარეობაში დიმერების სახით:

და აირისებრი წყალბადის ფტორი შეიცავს პოლიმერულ მოლეკულებს, მათ შორის HF-ის ოთხ ნაწილაკს. მოლეკულებს შორის ძლიერი კავშირები გვხვდება წყალში, თხევად ამიაკში, ალკოჰოლებში. წყალბადის ბმების ფორმირებისთვის საჭირო ჟანგბადის და აზოტის ატომები შეიცავს ყველა ნახშირწყლებს, ცილებს, ნუკლეინის მჟავებს. ცნობილია, მაგალითად, რომ გლუკოზა, ფრუქტოზა და საქაროზა მშვენივრად იხსნება წყალში. ამაში მნიშვნელოვან როლს ასრულებს წყალბადის ბმები, რომლებიც წარმოიქმნება ხსნარში წყლის მოლეკულებსა და ნახშირწყლების მრავალრიცხოვან OH ჯგუფებს შორის.

პერიოდული კანონი. პერიოდული კანონის თანამედროვე ფორმულირება. ქიმიური ელემენტების პერიოდული სისტემა - პერიოდული კანონის გრაფიკული ილუსტრაცია. პერიოდული სისტემის თანამედროვე ვერსია. ატომური ორბიტალების ელექტრონებით შევსების და პერიოდების ფორმირების თავისებურებები. s-, p-, d-, f- ელემენტები და მათი მდებარეობა პერიოდულ სისტემაში. ჯგუფები, პერიოდები. ძირითადი და მეორადი ქვეჯგუფები. პერიოდული სისტემის საზღვრები.

პერიოდული კანონის აღმოჩენა.

ქიმიის ძირითადი კანონი - პერიოდული კანონი აღმოაჩინა დ.ი. მენდელეევი 1869 წელს იმ დროს, როდესაც ატომი განუყოფლად ითვლებოდა და არაფერი იყო ცნობილი მისი შინაგანი სტრუქტურის შესახებ. პერიოდული კანონის საფუძველი დ.ი. მენდელეევმა დააყენა ატომური მასები (ადრე - ატომური წონა) და ელემენტების ქიმიური თვისებები.

იმ დროისთვის ცნობილი 63 ელემენტის განლაგება მათი ატომური მასების ზრდის მიხედვით, D.I. მენდელეევმა მიიღო ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი (ბუნებრივი) სერია, რომელშიც აღმოაჩინა ქიმიური თვისებების პერიოდული გამეორება.

მაგალითად, ტიპიური ლითონის ლითიუმის Li-ს თვისებები განმეორდა ნატრიუმის Na და კალიუმის K ელემენტებისთვის, ტიპიური არალითონური ფტორის F თვისებები განმეორდა ქლორის Cl, ბრომის Br, იოდის I ელემენტებისთვის.

ზოგიერთი ელემენტი D.I. მენდელეევმა ვერ იპოვა ქიმიური ანალოგები (მაგალითად, ალუმინის Al და სილიციუმის Si), რადგან ასეთი ანალოგები იმ დროისთვის ჯერ კიდევ უცნობი იყო. მათთვის მან დატოვა ცარიელი ადგილები ბუნებრივ სერიაში და პერიოდული განმეორების საფუძველზე იწინასწარმეტყველა მათი ქიმიური თვისებები. შესაბამისი ელემენტების აღმოჩენის შემდეგ (ალუმინის ანალოგი - გალიუმი Ga, სილიციუმის ანალოგი - გერმანიუმი Ge და სხვ.), პროგნოზები D.I. მენდელეევმა სრულად დაადასტურა.

მონაცემები იონიზაციის ენერგიის (EI), PEI და სტაბილური მოლეკულების შემადგენლობის შესახებ - მათი რეალური მნიშვნელობები და შედარება - როგორც თავისუფალი ატომები, ასევე მოლეკულებში შეკრული ატომები, საშუალებას გვაძლევს გავიგოთ, როგორ ქმნიან ატომები მოლეკულებს კოვალენტური კავშირის მექანიზმით.

ᲙᲝᲕᲐᲚᲔᲜᲢᲣᲠᲘ ᲑᲛᲐ- (ლათინური "co" ერთად და "vales"-დან, რომელსაც აქვს ძალა) (ჰომეოპოლარული ბმა), ქიმიური კავშირი ორ ატომს შორის, რომელიც წარმოიქმნება ამ ატომების კუთვნილი ელექტრონების გაზიარებისას. მარტივი აირების მოლეკულებში ატომები დაკავშირებულია კოვალენტური ბმით. ბმას, რომელშიც არის ერთი საერთო წყვილი ელექტრონები, ეწოდება ერთჯერადი; ასევე არის ორმაგი და სამმაგი ბმები.

მოდით შევხედოთ რამდენიმე მაგალითს, რათა დავინახოთ, თუ როგორ შეგვიძლია გამოვიყენოთ ჩვენი წესები, რათა განვსაზღვროთ კოვალენტური ქიმიური ბმების რაოდენობა, რომელიც ატომს შეუძლია შექმნას, თუ ვიცით მოცემული ატომის გარე გარსში ელექტრონების რაოდენობა და მისი ბირთვის მუხტი. ბირთვის მუხტი და გარე გარსში ელექტრონების რაოდენობა განისაზღვრება ექსპერიმენტულად და შედის ელემენტების ცხრილში.

კოვალენტური ბმების შესაძლო რაოდენობის გამოთვლა

მაგალითად, დავთვალოთ კოვალენტური ბმების რაოდენობა, რომელიც შეიძლება წარმოქმნას ნატრიუმმა ( ნა),ალუმინის (ალ),ფოსფორი (P)და ქლორი ( Cl). ნატრიუმი ( ნა)და ალუმინი ( ალ)აქვთ, შესაბამისად, 1 და 3 ელექტრონი გარე გარსზე და, პირველი წესის მიხედვით (კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმისთვის გამოიყენება ერთი ელექტრონი გარე გარსზე), მათ შეუძლიათ შექმნან: ნატრიუმი. (Na)- 1 და ალუმინი ( ალ)- 3 კოვალენტური ბმა. ბმების წარმოქმნის შემდეგ, ელექტრონების რაოდენობა ნატრიუმის გარე გარსებზე ( ნა)და ალუმინი ( ალ)უდრის, შესაბამისად, 2 და 6; ანუ ამ ატომების მაქსიმალურ რიცხვზე (8) ნაკლები. ფოსფორი ( პ)და ქლორი ( Cl)აქვთ, შესაბამისად, 5 და 7 ელექტრონი გარე გარსზე და ზემოაღნიშნული კანონებიდან მეორეს მიხედვით, მათ შეუძლიათ შექმნან 5 და 7 კოვალენტური ბმა. მეოთხე კანონზომიერების, კოვალენტური ბმის წარმოქმნის შესაბამისად, ამ ატომების გარე გარსში ელექტრონების რაოდენობა იზრდება 1-ით. მეექვსე კანონზომიერების მიხედვით, როდესაც წარმოიქმნება კოვალენტური ბმა, ელექტრონების რაოდენობა გარე გარსში. შეკრული ატომები არ შეიძლება იყოს 8-ზე მეტი. ანუ ფოსფორი ( პ)შეუძლია შექმნას მხოლოდ 3 ბმა (8-5 = 3), ხოლო ქლორს ( Cl)შეუძლია შექმნას მხოლოდ ერთი (8-7 = 1).

მაგალითი:ანალიზის საფუძველზე აღმოვაჩინეთ, რომ გარკვეული ნივთიერება შედგება ნატრიუმის ატომებისგან (Na)და ქლორი ( Cl). იცის კოვალენტური ბმების წარმოქმნის მექანიზმის კანონზომიერებები, შეგვიძლია ვთქვათ, რომ ნატრიუმი ( ნა) შეუძლია შექმნას მხოლოდ 1 კოვალენტური ბმა. ამრიგად, შეგვიძლია ვივარაუდოთ, რომ თითოეული ნატრიუმის ატომი ( ნა)დაკავშირებულია ქლორის ატომთან ( Cl)ამ ნივთიერების კოვალენტური ბმის მეშვეობით და რომ ეს ნივთიერება შედგება ატომის მოლეკულებისგან NaCl. ამ მოლეკულის სტრუქტურის ფორმულა არის: Na-Cl.აქ ტირე (-) ნიშნავს კოვალენტურ კავშირს. ამ მოლეკულის ელექტრონული ფორმულა შეიძლება ნაჩვენები იყოს შემდეგნაირად:
. .
Na:Cl:
. .
ელექტრონული ფორმულის შესაბამისად, ნატრიუმის ატომის გარე გარსზე ( ნა) in NaClარის 2 ელექტრონი და ქლორის ატომის გარე გარსზე ( Cl)არის 8 ელექტრონი. ამ ფორმულაში ელექტრონები (წერტილები) ნატრიუმის ატომებს შორის ( ნა)და ქლორი (Cl)არის შემაკავშირებელი ელექტრონები. ვინაიდან PEI ქლორში ( Cl)უდრის 13 ევ-ს და ნატრიუმს (Na)ის უდრის 5,14 ევ-ს, ელექტრონების შემაკავშირებელი წყვილი ბევრად უფრო ახლოსაა ატომთან კლვიდრე ატომს ნა. თუ ატომების იონიზაციის ენერგიები, რომლებიც ქმნიან მოლეკულას ძალიან განსხვავებულია, მაშინ წარმოქმნილი ბმა იქნება პოლარულიკოვალენტური ბმა.

განვიხილოთ სხვა შემთხვევა. ანალიზის საფუძველზე აღმოვაჩინეთ, რომ გარკვეული ნივთიერება შედგება ალუმინის ატომებისგან ( ალ)და ქლორის ატომები ( Cl). ალუმინისთვის ( ალ)გარე გარსში არის 3 ელექტრონი; ამგვარად მას შეუძლია შექმნას 3 კოვალენტური ქიმიური ბმა მაშინ, როცა ქლორი (Cl), როგორც წინა შემთხვევაში, შეუძლია შექმნას მხოლოდ 1 ბმული. ეს ნივთიერება წარმოდგენილია როგორც AlCl 3და მისი ელექტრონული ფორმულა შეიძლება ილუსტრირებული იყოს შემდეგნაირად:

სურათი 3.1. ელექტრონული ფორმულაAlCl 3

რომლის ფორმულაა:
Cl - Al - Cl
კლ

ეს ელექტრონული ფორმულა აჩვენებს ამას AlCl 3ქლორის ატომების გარე გარსზე ( კლ) არის 8 ელექტრონი, ხოლო ალუმინის ატომის გარე გარსზე ( ალ)ასეთია 6. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმის მიხედვით, ორივე შემაკავშირებელი ელექტრონი (თითოეული ატომიდან) შედის შეკრული ატომების გარე გარსებში.

მრავალჯერადი კოვალენტური ბმა

ატომებს, რომლებსაც აქვთ ერთზე მეტი ელექტრონი გარე გარსში, შეუძლიათ შექმნან არა ერთი, არამედ რამდენიმე კოვალენტური ბმა ერთმანეთთან. ასეთ კავშირებს უწოდებენ მრავალჯერადი (უფრო ხშირად მრავალჯერადი) კავშირები. ასეთი ბმების მაგალითებია აზოტის მოლეკულების ბმები ( ნ= ნ) და ჟანგბადი ( O=O).

ბმა, რომელიც წარმოიქმნება ერთი ატომების გაერთიანებისას, ეწოდება ჰომოატომური კოვალენტური ბმა, ეთუ ატომები განსხვავებულია, მაშინ ბმა ეწოდება ჰეტეროატომური კოვალენტური ბმა[ბერძნული პრეფიქსები "homo" და "hetero" შესაბამისად ნიშნავს ერთსა და განსხვავებულს].

წარმოიდგინეთ, როგორ გამოიყურება სინამდვილეში მოლეკულა დაწყვილებული ატომებით. უმარტივესი მოლეკულა დაწყვილებული ატომებით არის წყალბადის მოლეკულა.

კოვალენტური ბმა ხორციელდება ურთიერთქმედებაში მონაწილე ორივე ატომის კუთვნილი ელექტრონების სოციალიზაციის გამო. არამეტალების ელექტრონეგატიურობა საკმარისად დიდია, რომ ელექტრონების გადაცემა არ მოხდეს.

ელექტრონების ორბიტალებში გადახურული ელექტრონები საზიაროა. ამ შემთხვევაში იქმნება სიტუაცია, რომელშიც ივსება ატომების გარე ელექტრონული დონეები, ანუ იქმნება 8 ან 2 ელექტრონიანი გარე გარსი.

კონტაქტში

კლასელები

მდგომარეობა, რომელშიც ელექტრონული გარსი მთლიანად ივსება, ხასიათდება ყველაზე დაბალი ენერგიით და, შესაბამისად, მაქსიმალური სტაბილურობით.

არსებობს განათლების ორი მექანიზმი:

1. დონორ-მიმღები;
2. გაცვლა.

პირველ შემთხვევაში, ერთ-ერთი ატომი უზრუნველყოფს ელექტრონების წყვილს, ხოლო მეორე - თავისუფალი ელექტრონის ორბიტალს.

მეორეში, ურთიერთქმედების თითოეული მონაწილედან ერთი ელექტრონი მოდის საერთო წყვილთან.

იმის მიხედვით, თუ რა ტიპის არიან- ატომური ან მოლეკულური, მსგავსი ტიპის ბმის მქონე ნაერთები შეიძლება მნიშვნელოვნად განსხვავდებოდეს ფიზიკურ-ქიმიური მახასიათებლებით.

მოლეკულური ნივთიერებებიყველაზე ხშირად აირები, სითხეები ან მყარი ნივთიერებები დაბალი დნობის და დუღილის წერტილებით, არაგამტარები, დაბალი სიძლიერით. ესენია: წყალბადი (H 2), ჟანგბადი (O 2), აზოტი (N 2), ქლორი (Cl 2), ბრომი (Br 2), რომბის გოგირდი (S 8), თეთრი ფოსფორი (P 4) და სხვა მარტივი ნივთიერებები. ; ნახშირორჟანგი (CO 2), გოგირდის დიოქსიდი (SO 2), აზოტის ოქსიდი V (N 2 O 5), წყალი (H 2 O), წყალბადის ქლორიდი (HCl), წყალბადის ფტორი (HF), ამიაკი (NH 3), მეთანი (CH 4), ეთილის სპირტი (C 2 H 5 OH), ორგანული პოლიმერები და სხვა.

ნივთიერებები ატომურიარსებობს ძლიერი კრისტალების სახით მაღალი დუღილისა და დნობის წერტილებით, წყალში და სხვა გამხსნელებში უხსნადია, ბევრი არ ატარებს ელექტრო დენს. ამის მაგალითია ბრილიანტი, რომელსაც განსაკუთრებული სიმტკიცე აქვს. ეს გამოწვეულია იმით, რომ ბრილიანტი არის კრისტალი, რომელიც შედგება ნახშირბადის ატომებისგან, რომლებიც დაკავშირებულია კოვალენტური ბმებით. ალმასში არ არის ცალკეული მოლეკულები. ისეთ ნივთიერებებს, როგორიცაა გრაფიტი, სილიციუმი (Si), სილიციუმის დიოქსიდი (SiO 2), სილიციუმის კარბიდი (SiC) და სხვა, ასევე აქვთ ატომური სტრუქტურა.

კოვალენტური ბმები შეიძლება იყოს არა მხოლოდ ერთჯერადი (როგორც Cl2 ქლორის მოლეკულაში), არამედ ორმაგი, როგორც O2 ჟანგბადის მოლეკულაში, ან სამმაგი, როგორც, მაგალითად, N2 აზოტის მოლეკულაში. ამავდროულად, სამმაგს მეტი ენერგია აქვს და უფრო გამძლეა, ვიდრე ორმაგი და ერთჯერადი.

კოვალენტური ბმა შეიძლება იყოსიგი წარმოიქმნება როგორც ერთი და იგივე ელემენტის ორ ატომს შორის (არაპოლარული), ასევე სხვადასხვა ქიმიური ელემენტების ატომებს შორის (პოლარული).

ძნელი არ არის კოვალენტური პოლარული ბმის მქონე ნაერთის ფორმულის მითითება, თუ შევადარებთ ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობებს, რომლებიც ქმნიან ატომების მოლეკულებს. ელექტრონეგატიურობაში სხვაობის არარსებობა განსაზღვრავს არაპოლარულობას. თუ განსხვავებაა, მაშინ მოლეკულა პოლარული იქნება.

არ გამოტოვოთ: განათლების მექანიზმი, შემთხვევის შესწავლა.

კოვალენტური არაპოლარული ქიმიური ბმა

ტიპიურია მარტივი ნივთიერებებისთვის, არალითონებისთვის. ელექტრონები თანაბრად მიეკუთვნებიან ატომებს და არ ხდება ელექტრონის სიმკვრივის გადაადგილება.

შემდეგი მოლეკულები მაგალითებია:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

გამონაკლისია ინერტული აირები. მათი გარე ენერგეტიკული დონე მთლიანად ივსება და მოლეკულების წარმოქმნა მათთვის ენერგიულად არახელსაყრელია და, შესაბამისად, ისინი არსებობენ ცალკეული ატომების სახით.

ასევე, არაპოლარული კოვალენტური ბმის მქონე ნივთიერებების მაგალითი იქნება, მაგალითად, PH3. იმისდა მიუხედავად, რომ ნივთიერება შედგება სხვადასხვა ელემენტისგან, ელემენტების ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობები ფაქტობრივად არ განსხვავდება, რაც ნიშნავს, რომ არ იქნება ელექტრონული წყვილის გადაადგილება.

კოვალენტური პოლარული ქიმიური ბმა

კოვალენტური პოლარული კავშირის გათვალისწინებით, არსებობს მრავალი მაგალითი: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

წარმოიქმნება არამეტალების ატომებს შორისსხვადასხვა ელექტროუარყოფითობით. ამ შემთხვევაში, უფრო დიდი ელექტრონეგატიურობის მქონე ელემენტის ბირთვი იზიდავს საერთო ელექტრონებს თავისთან უფრო ახლოს.

კოვალენტური პოლარული ბმის წარმოქმნის სქემა

ფორმირების მექანიზმიდან გამომდინარე, საერთო შეიძლება გახდეს ერთი ან ორივე ატომის ელექტრონები.

სურათზე ნათლად ჩანს ჰიდროქლორინის მჟავას მოლეკულაში ურთიერთქმედება.

ელექტრონის წყვილი ეკუთვნის როგორც ერთ ატომს, ასევე მეორეს, ორივეს, ამიტომ გარე დონეები ივსება. მაგრამ უფრო ელექტროუარყოფითი ქლორი იზიდავს წყვილ ელექტრონს თავისთან ოდნავ უფრო ახლოს (თუმცა ის ჩვეულებრივ რჩება). სხვაობა ელექტრონეგატიურობაში არ არის საკმარისად დიდი იმისთვის, რომ ელექტრონების წყვილი მთლიანად გადავიდეს ერთ-ერთ ატომში. შედეგი არის ნაწილობრივი უარყოფითი მუხტი ქლორისთვის და ნაწილობრივ დადებითი მუხტი წყალბადისთვის. HCl მოლეკულა არის პოლარული მოლეკულა.

ბმის ფიზიკური და ქიმიური თვისებები

კომუნიკაცია შეიძლება ხასიათდებოდეს შემდეგი თვისებებით: მიმართულება, პოლარობა, პოლარიზება და გაჯერება.