Химиялық байланыс ұғымының ғылым ретінде химияның әртүрлі салаларында маңызы аз емес. Бұл оның көмегімен жеке атомдар молекулаларға қосылып, заттардың барлық түрлерін құра алатындығына байланысты, олар өз кезегінде химиялық зерттеулердің нысаны болып табылады.
Атомдар мен молекулалардың әртүрлілігі олардың арасындағы әртүрлі типтегі байланыстың пайда болуымен байланысты. Молекулалардың әртүрлі кластары электрондардың таралуының өзіндік ерекшеліктерімен, демек, байланыс түрлерімен сипатталады.
Негізгі ұғымдар
Химиялық байланыс – күрделірек құрылымның тұрақты бөлшектерін (молекулалар, иондар, радикалдар), сондай-ақ агрегаттар (кристалдар, шынылар және т.б.) түзу үшін атомдардың байланысуына әкелетін өзара әрекеттесулердің жиынтығы. Бұл әрекеттесулердің табиғаты электрлік болып табылады және олар жақындап келе жатқан атомдардағы валенттік электрондардың таралуы кезінде пайда болады.
Валенттілік әдетте атомның басқа атомдармен белгілі бір байланыстар санын құру қабілеті деп аталады. Иондық қосылыстарда валенттілік мәні ретінде берілген немесе қосылған электрондар саны алынады. ATковаленттік қосылыстарда ол жалпы электронды жұптардың санына тең.
Тотығу дәрежесі барлық полярлық коваленттік байланыстар иондық болған жағдайда атомда болуы мүмкін шартты заряд ретінде түсініледі.
Байланыстың еселігі – қарастырылатын атомдар арасындағы ортақ электрон жұптарының саны.
Химияның әртүрлі салаларында қарастырылатын байланыстарды химиялық байланыстың екі түріне бөлуге болады: жаңа заттардың түзілуіне әкелетіндер (молекулалық) және молекулалар арасында пайда болатындар (молекулааралық).
Негізгі байланыс сипаттамалары
Байланыс энергиясы – молекуладағы барлық бар байланыстарды үзу үшін қажет энергия. Бұл сонымен қатар байланыс түзілу кезінде бөлінетін энергия.
Байланыс ұзындығы дегеніміз – тартылыс пен тебілу күштері теңестірілген молекуладағы атомдардың көршілес ядролары арасындағы қашықтық.
Атомдардың химиялық байланысының осы екі сипаттамасы оның беріктігінің өлшемі болып табылады: ұзындығы неғұрлым қысқа және энергиясы көп болса, байланыс соғұрлым күшті болады.
Байланыс бұрышы әдетте атомдар ядролары арқылы байланыс бағытында өтетін бейнеленген сызықтар арасындағы бұрыш деп аталады.
Сілтемелерді сипаттау әдістері
Кванттық механикадан алынған химиялық байланысты түсіндірудің ең көп тараған екі тәсілі:
Молекулярлық орбитальдар әдісі. Ол молекуланы атомдардың электрондары мен ядроларының жиынтығы ретінде қарастырады, әрбір жеке электрон барлық басқа электрондар мен ядролардың әрекет өрісінде қозғалады. Молекуланың орбиталық құрылымы бар және оның барлық электрондары осы орбиталар бойымен таралған. Сондай-ақ, бұл әдіс MO LCAO деп аталады, ол "молекулалық орбиталь - атомдық орбитальдардың сызықтық комбинациясы" дегенді білдіреді.
Валенттік байланыс әдісі. Молекуланы екі орталық молекулалық орбитальдар жүйесі ретінде көрсетеді. Оның үстіне олардың әрқайсысы молекуладағы екі көрші атом арасындағы бір байланысқа сәйкес келеді. Әдіс келесі ережелерге негізделген:
- Химиялық байланыстың түзілуі екі қарастырылатын атомның арасында орналасқан спиндері қарама-қарсы электрондар жұбы арқылы жүзеге асады. Түзілген электронды жұп екі атомға бірдей жатады.
- Бір немесе басқа атомдар түзетін байланыстардың саны жердегі және қозған күйдегі жұпталмаған электрондар санына тең.
- Егер электрон жұптары байланыс түзуге қатыспаса, онда олар жалғыз жұптар деп аталады.
Электрондылық
Заттағы химиялық байланыстың түрін оның құрамдас атомдарының электртерістілік мәндерінің айырмашылығына қарай анықтауға болады. Электрондылық деп атомдардың байланыс поляризациясына әкелетін ортақ электрон жұптарын (электрондық бұлт) тарту қабілеті түсініледі.
Химиялық элементтердің электртерістігінің мәндерін анықтаудың әртүрлі әдістері бар. Дегенмен, ең жиі қолданылатыны термодинамикалық деректерге негізделген шкала, ол сонау 1932 жылы Л. Полинг ұсынған.
Атомдардың электртерістігінің айырмашылығы неғұрлым көп болса, оның иондылығы соғұрлым айқын болады. Керісінше, электртерістігінің тең немесе жақын мәндері байланыстың коваленттік сипатын көрсетеді. Басқаша айтқанда, белгілі бір молекулада қандай химиялық байланыс байқалатынын математикалық жолмен анықтауға болады. Ол үшін ΔX – атомдардың электртерістігінің айырмашылығын мына формула бойынша есептеу керек: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Егер ΔХ>1, 7 болса, онда байланыс иондық болады.
- Егер 0,5≦ΔХ≦1,7 болса, онда коваленттік байланыс полюсті болады.
- Егер ΔХ=0 немесе оған жақын болса, онда байланыс ковалентті полюссіз болады.
Иондық байланыс
Иондық – иондар арасында немесе атомдардың бірінің ортақ электрон жұбының толық кетуіне байланысты пайда болатын байланыс. Заттардағы химиялық байланыстың бұл түрі электростатикалық тартылыс күштерімен жүзеге асады.
Иондар – электрондардың қосылуы немесе жоғалуы нәтижесінде атомдардан түзілетін зарядталған бөлшектер. Атом электрондарды қабылдағанда теріс заряд алып, анионға айналады. Егер атом валенттілік электрондарын берсе, ол катион деп аталатын оң зарядты бөлшекке айналады.
Типтік металдар атомдарының типтік бейметалдар атомдарымен әрекеттесуінен түзілетін қосылыстарға тән. Бұл процестің негізгісі атомдардың тұрақты электрондық конфигурацияларды алуға ұмтылысы болып табылады. Бұл үшін әдеттегі металдар мен бейметалдар тек 1-2 электрон беруі немесе қабылдауы керек,олар оңай жасайды.
Молекуладағы иондық химиялық байланыстың түзілу механизмі дәстүрлі түрде натрий мен хлордың әрекеттесу мысалында қарастырылады. Сілтілік металл атомдары галоген атомы тартатын электронды оңай береді. Нәтижесінде Na+ катионы мен Cl- анионы пайда болады, олар электростатикалық тартылыспен бірге ұсталады.
Идеал иондық байланыс жоқ. Көбінесе иондық деп аталатын мұндай қосылыстарда да электрондардың атомнан атомға соңғы ауысуы болмайды. Қалыптасқан электронды жұп әлі де жалпы пайдалануда қалады. Сондықтан олар коваленттік байланыстың иондылық дәрежесі туралы айтады.
Иондық байланыс бір-бірімен байланысты екі негізгі қасиетімен сипатталады:
- бағытсыз, яғни ионның айналасындағы электр өрісі шар тәрізді;
- Қанықпау, яғни кез келген ионның айналасында орналасуы мүмкін қарама-қарсы зарядталған иондар саны олардың өлшемімен анықталады.
Ковалентті химиялық байланыс
Металл емес атомдардың электрон бұлттары қабаттасқанда түзілетін, яғни ортақ электронды жұп арқылы жүзеге асатын байланыс коваленттік байланыс деп аталады. Ортақ электрон жұптарының саны байланыстың еселігін анықтайды. Осылайша, сутегі атомдары бір H··H байланысымен, ал оттегі атомдары қос байланыс O::O.
Оны қалыптастырудың екі механизмі бар:
- Алмасу - әрбір атом ортақ жұп құру үшін бір электронды білдіреді: A +B=A: B, ал байланыс бір электрон орналасқан сыртқы атомдық орбитальдарды қамтиды.
- Донор-акцептор – байланыс құру үшін атомдардың бірі (донор) электрон жұбын, ал екіншісі (акцептор) оны орналастыру үшін бос орбиталь береді: A +:B=A:B.
Ковалентті химиялық байланыс түзілгенде электрон бұлттарының қабаттасу жолдары да әртүрлі.
- Тікелей. Бұлттың қабаттасу аймағы қарастырылатын атомдардың ядроларын қосатын түзу қиялды сызықта жатыр. Бұл жағдайда σ-байланыстар түзіледі. Бұл жағдайда пайда болатын химиялық байланыстың түрі қабаттасатын электрон бұлттарының түріне байланысты: s-s, s-p, p-p, s-d немесе p-d σ-байланыстар. Бөлшектерде (молекула немесе ион) екі көрші атом арасында бір ғана σ-байланыс болуы мүмкін.
- Бүйір. Ол атомдардың ядроларын қосатын сызықтың екі жағында жүзеге асырылады. π-байланыс осылай түзіледі және оның сорттары да мүмкін: p-p, p-d, d-d. σ-байланыс бөлек, π-байланыс ешқашан түзілмейді, ол бірнеше (қос және үш) байланыстары бар молекулаларда болуы мүмкін.
Ковалентті байланыстың қасиеттері
Олар қосылыстардың химиялық және физикалық сипаттамаларын анықтайды. Заттардағы кез келген химиялық байланыстың негізгі қасиеттері оның бағыты, полярлығы және полярлануы, сондай-ақ қанықтығы болып табылады.
Байланыстың бағыттылығы молекуланың ерекшеліктерін анықтайдызаттардың құрылысы және олардың молекулаларының геометриялық пішіні. Оның мәні электронды бұлттардың ең жақсы қабаттасуы кеңістіктегі белгілі бір бағдармен мүмкін болатынында жатыр. σ- және π-байланыстарды құру нұсқалары жоғарыда қарастырылған.
Қанығу деп атомдардың молекуладағы химиялық байланыстың белгілі бір санын құра алу қабілеті түсініледі. Әрбір атом үшін коваленттік байланыстар саны сыртқы орбитальдар санымен шектеледі.
Байланыстың полярлығы атомдардың электртерістілік мәндерінің айырмашылығына байланысты. Ол атомдар ядролары арасындағы электрондардың таралуының біркелкілігін анықтайды. Осы негіздегі коваленттік байланыс полюсті немесе полюссіз болуы мүмкін.
- Егер ортақ электронды жұп атомдардың әрқайсысына бірдей тиесілі болса және олардың ядроларынан бірдей қашықтықта орналасса, онда коваленттік байланыс полюссіз болады.
- Егер электрондардың ортақ жұбы атомдардың бірінің ядросына ауысса, онда ковалентті полярлы химиялық байланыс түзіледі.
Поляризацияланғыштық басқа бөлшекке, сол молекуладағы көрші байланыстарға жататын немесе электромагниттік өрістердің сыртқы көздерінен келетін сыртқы электр өрісінің әсерінен байланыс электрондарының ығысуымен өрнектеледі. Демек, олардың әсерінен коваленттік байланыс оның полярлығын өзгерте алады.
Орбитальдарды будандастыру кезінде химиялық байланысты жүзеге асыруда олардың пішіндерінің өзгеруін түсінеді. Бұл ең тиімді қабаттасуға қол жеткізу үшін қажет. Гибридизацияның келесі түрлері бар:
- sp3. Бір s- және үш p-орбитальдар төрт құрайдыбірдей пішіндегі «гибридті» орбитальдар. Сыртқы жағынан ол осьтер арасындағы бұрышы 109 ° болатын тетраэдрге ұқсайды.
- sp2. Бір s- және екі p-орбиталь осьтері арасындағы бұрышы 120° болатын жазық үшбұрыш құрайды.
- сп. Бір s- және бір p-орбиталь осьтерінің арасындағы бұрышы 180° болатын екі «гибридті» орбиталь құрайды.
Металл байланыс
Металл атомдарының құрылымының ерекшелігі - радиусы біршама үлкен және сыртқы орбитальдарда электрондардың аз болуы. Нәтижесінде мұндай химиялық элементтерде ядро мен валенттік электрондар арасындағы байланыс салыстырмалы түрде әлсіз және оңай үзіледі.
Металл байланысы - делокализацияланған электрондардың көмегімен жүзеге асырылатын металл атомдары-иондары арасындағы осындай әрекеттесу.
Металл бөлшектерінде валенттік электрондар сыртқы орбитальдарды оңай қалдыра алады, сонымен қатар оларда бос орындарды алады. Осылайша, әр түрлі уақытта бір бөлшек атом және ион бола алады. Олардан бөлініп алынған электрондар кристалдық тордың бүкіл көлемі бойынша еркін қозғалып, химиялық байланыс жасайды.
Байланыстың бұл түрінің иондық және коваленттік ұқсастықтары бар. Иондық сияқты, иондар металдық байланыстың болуы үшін қажет. Бірақ бірінші жағдайда электростатикалық әсерлесуді жүзеге асыру үшін катиондар мен аниондар қажет болса, екіншісінде теріс зарядталған бөлшектердің рөлін электрондар атқарады. Егер металдық байланысты коваленттік байланыспен салыстыратын болсақ, онда екеуінің де түзілуі үшін ортақ электрондар қажет. Дегенмен, вПолярлық химиялық байланысқа қарағанда, олар екі атом арасында локализацияланбайды, бірақ кристалдық тордағы барлық металл бөлшектеріне жатады.
Металлдық байланыстар барлық дерлік металдардың ерекше қасиеттеріне жауап береді:
- электрондық газ ұстайтын кристалдық тордағы атомдар қабаттарының орын ауыстыру мүмкіндігіне байланысты болатын пластикалық;
- электрондардан жарық сәулелерінің шағылысуынан байқалатын металл жылтырлығы (ұнтақ күйде кристалдық тор болмайды, демек электрондар оның бойымен қозғалады);
- электр өткізгіштік, ол зарядталған бөлшектер ағыны арқылы жүзеге асады және бұл жағдайда кіші электрондар үлкен металл иондары арасында еркін қозғалады;
- жылуөткізгіштік, электрондардың жылуды беру қабілетіне байланысты байқалады.
Сутегі байланысы
Химиялық байланыстың бұл түрін кейде коваленттік және молекулааралық әрекеттесу арасындағы аралық деп те атайды. Егер сутегі атомы күшті электртеріс элементтердің бірімен (мысалы, фосфор, оттегі, хлор, азот) байланысы болса, онда ол сутегі деп аталатын қосымша байланыс түзе алады.
Ол жоғарыда қарастырылған байланыстың барлық түрінен әлдеқайда әлсіз (энергия 40 кДж/моль артық емес), бірақ оны елемеуге болмайды. Сондықтан диаграммадағы сутектік химиялық байланыс нүктелі сызыққа ұқсайды.
Сутегі байланысының пайда болуы бір уақытта донор-акцептордың электростатикалық әрекеттесуіне байланысты мүмкін. Құндылықтардағы үлкен айырмашылықэлектртерістілік O, N, F және басқа атомдарда артық электрон тығыздығының пайда болуына, сондай-ақ сутегі атомында оның болмауына әкеледі. Мұндай атомдар арасында бұрыннан бар химиялық байланыс болмаған жағдайда, олар жеткілікті жақын болса, тартымды күштер белсендіріледі. Бұл жағдайда протон электрон жұбының акцепторы, ал екінші атом донор болады.
Сутегі байланысы көрші молекулалар арасында да, мысалы, су, карбон қышқылдары, спирттер, аммиак және молекуланың ішінде, мысалы, салицил қышқылында болуы мүмкін.
Су молекулалары арасында сутектік байланыстың болуы оның бірқатар бірегей физикалық қасиеттерін түсіндіреді:
- Оның жылу сыйымдылығының, диэлектрлік өтімділігінің, қайнау және балқу температураларының мәндері есептеулерге сәйкес нақтыдан әлдеқайда аз болуы керек, бұл молекулалардың байланысуымен және жұмсау қажеттілігімен түсіндіріледі. молекулааралық сутегі байланысын үзу энергиясы.
- Басқа заттардан айырмашылығы, температура төмендеген кезде судың көлемі артады. Бұл молекулалардың мұздың кристалдық құрылымында белгілі бір орынға ие болуымен және сутегі байланысының ұзындығы бойынша бір-бірінен алыстауымен байланысты.
Бұл байланыс тірі организмдер үшін ерекше рөл атқарады, өйткені оның ақуыз молекулаларында болуы олардың ерекше құрылымын, демек, қасиеттерін анықтайды. Сонымен қатар, ДНҚ қос спиралын құрайтын нуклеин қышқылдары да сутегі байланыстары арқылы нақты байланысқан.
Кристаллдардағы байланыс
Қатты заттардың басым көпшілігінде кристалдық тор бар - арнайыоларды құрайтын бөлшектердің өзара орналасуы. Бұл жағдайда үш өлшемді периодтылық байқалады және атомдар, молекулалар немесе иондар ойша сызықтармен қосылған түйіндерде орналасады. Осы бөлшектердің табиғатына және олардың арасындағы байланыстарға байланысты барлық кристалдық құрылымдар атомдық, молекулалық, иондық және металдық болып бөлінеді.
Иондық кристалдық тордың түйіндерінде катиондар мен аниондар бар. Оның үстіне олардың әрқайсысы тек қарама-қарсы заряды бар иондардың қатаң анықталған санымен қоршалған. Әдеттегі мысал - натрий хлориді (NaCl). Олардың балқу нүктелері мен қаттылығы жоғары болады, өйткені сыну үшін көп энергия қажет.
Коваленттік байланыс арқылы түзілетін заттардың молекулалары молекулалық кристалдық тордың түйіндерінде орналасқан (мысалы, I2). Олар бір-бірімен әлсіз ван-дер-Ваальс әрекеттесуімен байланысты, сондықтан мұндай құрылымды жою оңай. Мұндай қосылыстардың қайнау және балқу температурасы төмен.
Атомдық кристалдық торды валенттілігі жоғары химиялық элементтердің атомдары құрайды. Олар күшті коваленттік байланыстар арқылы байланысқан, яғни заттардың жоғары қайнау температурасы, балқу температурасы және қаттылығы жоғары. Мысалы, гауһар тас.
Осылайша, химиялық заттарда кездесетін байланыстың барлық түрлері молекулалар мен заттардағы бөлшектердің өзара әрекеттесуінің күрделілігін түсіндіретін өз ерекшеліктеріне ие. Қосылыстардың қасиеттері оларға байланысты. Олар қоршаған ортада болып жатқан барлық процестерді анықтайды.
