Բացի ազնիվ գազերի մի մասից, բոլոր ատոմները սովորական պայմաններում անկայուն են, միանում են իրար և կազմում երեք տեսակի մասնիկներ՝ մոլեկուլներ, իոններ և ազատ ռադիկալներ:

Մոլեկուլը նյութի փոքրագույն էլեկտրաչեզոք մասնիկն է, որն ունի նյութի բաղադրությունը, նույն քիմիական հատկությունները և ինքնուրույն գոյություն ունի: Տարբերվում են միատոն, երկատոմ, եռատոմ և ընդհանրապես՝ բազմատոմ մոլեկուլներ: Սովորական պայմաններում միատոմ մոլեկուլներից են կազմված ազնիվ գազերը, իսկ բարձրամոլեկուլային միացությունների մոլեկուլները՝ ընդհակառակը, պարունակում են հազարավոր ատոմներ:

Իոնը լիցքավորված մասնիկն է, որն ատոմ կամ քիմիապես միացած ատոմների խումբ է, որն ունի էլեկտրոնների ավելցուկ (անիոն), կամ պակասորդ (կատիոն): Նյութի մեջ դրական իոնները գոյություն ունեն բացասական իոնների հետ միասին:

Ազատ ռադիկալները, ատոմներ կամ ատոմների խումբ են, որոնք ունեն չզույգված էլեկտրոններ, այսինքն՝ չհագեցած վալենտականություն: Օրինակ՝ Ազատ ռադիկալները անկայուն մասնիկներ են, սովորական պայմաններում ունեն փոքր կյանքի տևողություն, մեծ ռեակցիոն ունակություն և փոխազդում են միմյանց հետ՝ առաջացնելով իներտ մասնիկներ:

Ատոմներից իոնների ազատ ռադիկալների, մոլեկուլների առաջացումը ուղեկցում է էներգիայի անջատումով, այսինքն՝ համակարգի էներգիան նվազում է: Առաջանում է էներգետիկ վիճակ՝ ելային ատոմների էներգիայից ավելի փոքր լրիվ էներգիայով:

2. ՔԻՄԻԱԿԱՆ ԿԱՊԻ ԲՆՈՒԹԱԳՐԵՐԸ

Կապի երկարությունը: Կապի d երկարություն կոչվում է կապն առաջացնող երկու ատոմների միջուկների միջև եղած հեռավորությունը: Օրինակ՝ H₂, N₂, O₂մոլեկուլներում կապի երկարություններում համապատասխանաբար կազմում են 74, 110, 121պմ ( 1պմ = 10^-12մ ): Կապի երկարությունը կախված է ատոմների շառավիղներից և կապի բազմակիությունից: Ջրածնի մոլեկուլում կապի երկարությունը փոքր է, որովհետև ատոմի չափերը փոքր են: Ազոտի և թթվածնի ատոմների շառավիղները մոտ են իրար, սակայն ազոտի մոլեկուլում կապի երկարությունը փոքր է, որովհետև կապը եռակի է, իսկ թթվածնի մոլեկուլում՝ կրկնակի: Այսպիսով միակի կապից երկակի և եռակի կապի անցնելիս կապի երկարությունը փոքրանում է:

Կապի էներգիա: Էներգիայի այն քանակը, որը պետք է ծախսել տվյալ կապը խզելու համար, կոչվում է կապի էներգիա: Կապի խզման էներգիան միշտ դրական է (կլանվում է էներգիա), կապի առաջացման էներգիան՝ բացասական (անջատվում է էներգիա), և բացարձակ արժեքով հավասար է խզման էներգիային: Միակի կապից եռակի կապի անցնելիս, կապի էներգիան աճում է

Սակայն էներգիան մեծանում է բազմակիությանը ոչ համեմատական: Կապի էներգիան փոքրանում էկապի երկարությունը մեծանալիս:

Կապի ուղղվածություն: Կապի ուղղվածությամբ որոշվում է մոլեկուլի տարածական կառուցվածքը: Քննարկենք դա H₂O, CO₂մոլեկուլների օրինակով:

Նկ.2.1-ից երևում է, որ CO₂-ը ունի գծային, իսկ HO₂-ն անկյունային կառուցվածք: Հետագայում մենք կբացատրենք այդ տարբերությունը: Կապերի միջև կազմած անկյունները կոչվում են վալենտական անկյուններ:

Հագենալիություն: Հագենալիություն ասելով հասկանում ենք որորշակի, սահմանափակ թվով կապեր առաջացնելու ընդունակությունը: Օրինակ՝ ջրածինը առաջացնում է մեկ, ածխածինը՝ չորս կապեր: Մոլեկուլի կապերի հագենալիության հետևանքով մոլեկուլն ունի որոշակի բաղադրություն. H₂, CH₄, HCI:

Կապի բազմակիություն:Կապերը լինում են միակ՝ H - H կրկնակի O = O և եռակի N ≡ N Կապի բազմակիությունը մեծանալիս կապի երկարությունը նվազում է, իսկ էներգիան՝ աճում:

3. ՄՈԼԵԿՈՒԼԻ ԿԱՌՈՒՑՎԱԾՔԻ ՄԻՆՉՔՎԱՆՏԱՄԵԽԱՆԻԿԱԿԱՆ

ՏԵՍՈՒԹՅՈՒՆԸ: ԿՈՎԱԼԵՆՏ ԿԱՊԻ ԼՅՈՒԻՍԻ ԵՎ ԿՈՄԵԼԻ ՏԵՍՈՒԹՅՈՒՆԸ

Մեր խնդիրն է պարզել հետևյալ 3 հարցերը.

· Ինչու՞ են ատոմները միանում իրար:

· Ինչու՞ են ատոմները միանում որոշակի հարաբերությամբ:

· Ինչու՞ մոլեկուլը որոշակի տարածական կառուցվածք ունի:

3.1. ԿՈՎԱԼԵՆՏ ԿԱՊ

Ատոմների էլեկտրոնային կառուցվածքի հիման վրա ստեղծված քիմիական կապի առաջին տեսությունը Ջ.Լյուիսի կովալենտ կապի տեսությունն է: Ըստ Լյուիսի քիմիական կապ առաջանում է շնորհիվ նրա, որ փոխազդող ատոմների չզույգված էլեկտրոններից գոյանում է երկուսի համար ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ,կովալենտ (կամ ատոմական) կապի առաջացումը նկարագրելու համար վալենտական էլեկտրոնները նշվում են քիմիական նշանների կողքին կետերի ձևով: Օրինակ. ջրածնի, քլորի մոլեկուլների առաջացումը նկարագրվում է հետևլավ կերպ.

Քանի որ փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականությունները հավասար են, գոյացած ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը հավասարապես պատկանում է երկուսին էլ, այսինքն՝ սիմետրիկ է պտտվում երկու միջուկների շուրջը: Դրա հետևանքով առաջացած H₂ և Cl₂ մոլեկուլներում դրական և բացասական լիցքերի ծանրության կենտրոնները գտնվում են մեջտեղում և համընկնում են: Հետևաբար, այդպիսի կովալենտ կապը կոչվում է ոչ բևեռային: Ե՛վ ջրածինը, և՛ քլորը ձեռք են բերում պարբերական համակարգում իրենց մոտիկ ազնիվ գազերի՝ համապատասխանաբար He-ի և Ne-ի էլեկտրոնային կառուցվածք, եթե փոխենք ջրածնի ատոմներից մեկը քլորով, ապա, քանի որ քլորն ունի ավելի մեծ էլեկտրաբացասականություն, գոյացած ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը կտեղաշարժվի դեպի քլորը:

Դրա հետևանքով առաջացած մոլեկուլում դրական և բացասական լիցքեր իծանրության կենտրոնները չեն համընկնի: Բացասական լիցքերի ծանրության կենտրոնը կտեղաշարժվի դեպի քլորը, և մոլեկուլում կլինեն երկու բևեռներ: Այդպիսի կովալենտ կապը կոչվում է բևեռային:

Արդյունքում ջրածնիատոմը ձեռք կբերի դրական, իսկ քլորիատոմը՝բացասական լիցքի ավելցուկ: Այդ լիցքերը կոչվում են մոլեկուլում ատոմների էֆեկտիվ լիցքեր: Ջրածնի և քլորի էֆեկտիվ լիցքերը քլորաջրածնի մոլեկուլում հավասար են էլեկտրոնիլիցքի 0.17 մասին:

Ընդունված է յուրաքանչյուր ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը (յուրաքանչյուր կապը) նշել մեկ գծիկով՝

Դրական և բացասական լիցքերի ծանրության կենտրոնների միջև եղած հեռավորությունը (l) կոչվում է դիպոլի երկարություն: Կապի բևեռացվածությունը որոշվում է ոչ միայն դիպոլի երկարությամբ, այլ նաև տեղաշարժված լիցքի (q) մեծությամբ, այսինքն՝ նրանց արտադրյալով և կոչվում է դիպոլի մոմենտ՝

Եթե կապում էլեկտրոնը լրիվ տեղաշարժված է միատոմից մյուսը, ապա Դիպոլի երկարությունը 10^-10մ կարգի մեծություն է, ուստի դիպոլի մոմենտի առավելագույն արժեքը կլինի՝

Ընդունված է համարել միավոր և անվանել մեկ Դեբայ: Հետևաբար դիպոլի մոմենտի առավելագույն արժեքը կլինի՝ դեբայ:

Ոչ բևեռային կապի դեպքում, քանի որ l = 0, ապա q = 0: Կապը կոչվում է բևեռային, եթե դիպոլի մոմենտը զրոյից մինչև չորս դեբայ է՝

Օրինակ 3.1.1.

H₂Se-ի դիպոլի մոմենտը հավասար է 0.24 դեբայի: Հաշվել այդ մոլեկուլի դիպոլի երկարությունը:

Լուծում. Մոլեկուլի դիպոլի մոմենտը արտահայտված Կլ · մ-ով կլինի՝

3.2. ԻՈՆԱԿԱՆ ԿԱՊ

Իոնական կապի առաջացման գաղափարն առաջինը տվել է Վ.Կոսելը 1916 թ-ին: Ըստ նրա, երբ ատոմները փոխազդում են, նրանցից մեկը կորցնում է էլեկտրոն, մյուսը՝ վերցնում, այնպես որ արտաքին շերտերը նմանվեն պարբերական համակարգում մոտ գտնվող իներտ գազի ատոմին: Առաջացած դրական և բացասական լիցքավորված իոնները ձգում են իրար և միանում: Քննարկենք այդ կապի առաջացումը NaCl-ի օրինակով: Նատրիումի և քլորի ատոմներն ունեն խիստ տարբեր էլեկտրաբացասականություններ: Նատրիումի համար այն հավասար է 1.01-ի, իսկ քլորի համար՝ Na-1s²2s² 2p⁶3s^1,և Cl-1s²2s²2p⁶3s²3p⁵դրանք ունեն մեկական կենտ էլեկտրոններ: Այս դեպքում ևս կարելի է ընդունել, որ նատրիումի և քլորի կենտ էլեկտրոններից կարող է առաջանալ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ, սակայն խիստ տարբերէլեկտրաբացասականությունների պատճառով այդ զույգն այնքան խիստ կտեղաշարժվի դեպի քլորը, որ փաստորեն կպատկանի միայն քլորին: Այսինքն՝ նատրիումը կորցնում է այդ մեկ էլեկտրոնը, իսկ քլորը վերցնում՝

Նատրիումը վեր է ածվում դրական իոնի Na⁰– e = Na⁺, իսկ քլորը՝ բացասականի Cl⁰– e = Cl^-: Նատրիումի էլեկտրոնային թաղանթը վերածվում է իներտ գազ նեոնի՝ 1s²2s²2p⁶ , իսկ քլորինը՝ իներտ գազ արգոնի, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ կայուն էլեկտրոնային թաղանթների:Գոյացած Na⁺և Cl^-իոնների միջև առաջանում են էլեկտրաստատիկ ձգողական ուժեր, որի արդյունքում առաջանում է NaCl միացությունը: Այդպիսի կապը կոչվում է իոնական կամ էլեկտրավալենտ կապ: Այն կապերն, որոնց դիպոլի մոմենտը մեծ է չորս դեբայից՝ համարվում են իոնական:

Իոնների միջոցով առաջացած կապը, էլեկտրաստատիկ ձգողական ուժերի շնորհիվ, կոչվում է իոնական կապ: Միացությունները, որոնք առաջացել են իոնների ձգողականության շնորհիվ, կոչվում է իոնական միացություններ:

Այսպիսով, իոնական միացություններ առաջացնում են այն ատոմները, որոնց էլեկտրաբացասականությունները խիստ տարբերվում են, օրինակ I և II խմբի գլխավոր ենթախմբի մետաղները VI և VII խմբի գլխավոր ենթախմբի տարրերի հետ:

NaCl միացությունն ունի բյուրեղային կառուցվածք: Բյուրեղային ցանցի հանգույցներում դասավորված են Na⁺և Cl^-իոնները:

Ի տարբերություն կովալենտ կապի, իոնական կապն ուղղվածություն չունի: Դա բացատրվում է նրանով, որ իոների էլեկտրական դաշտն ունի գնդաձև սիմետրիա, այսինքն՝ հեռավորությամբ նվազում է բոլոր ուղղություններով նույն օրենքով:

Այդ պատճառով իոնների միջև փոխազդեցությամբ իրականացնում է նույն ձևով՝ անկախ ուղղությունից: Երկու հակաիոնները, որոնք ձգում են իրար, պահպանում են էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության հատկությունն այլ իոնների հետ: Դրանում է կայանում ևս մեկ տարբերություն իոնական և կովալենտ կապերի միջև, իոննական կապը չունի հագեցվածություն: Ուղվածության և հագեցվածության բացակայությունը իոնական կապի դեպքում պայմանավորում է իոնական մոլեկուլների հակումը ասոցման, այսինքն՝ իրար հետ միանալուն:

Օրինակ 3.1.2

Դասավորենք Be-Cl, Na-Cl, Mg-Cl, Sn-Cl կապերը իոնացվածության աստիճանի աճման կարգով:

Լուծում. Քիմիական կապն այնքան ավելի բևեռացված կլինի, որքան փոխազդող տարրերի էլետրաբասականությունների տարբերությունը մեծ է: Քանի որ բերված օրինակում երկրորդ տարը քլորն է, ապա բևեռացվածությունը կորոշվի առաջին տարրի էլեկտրաբացասականությամբ: Այն կապը կլինի ավելի բևեռացված, որտեղ առաջին տարրի էլեկտրաբացասականությունն ավելի փոքր է: Հետևաբար հերթականությունը կլինի. 1) Na-Cl (Na-ի E=0.9), 2)Mg-Cl(1.2), 3)Be-Cl(1.5), 4)Sn-Cl(1.7):

3.3. ԻՈՆՆԵՐԻ ԲԵՎԵՌԱՑՈՒՄ

Նշենք, որ նույնիսկ ալկալիական մետաղների հալոգենիդներում, որոնք առաջացել են ատոմներից և խիստ տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ, գոյություն չունի իդեալական իոնական կապ: Այստեղ կապն ունի մասնակաի կովալենտ բնույթ, այսինքն՝ դրական և բացասական լիցքերը լրիվ չեն բաժանված, էլեկտրոնի լրիվ անցում չկա մի ատոմից մյուսը: Օրինակ NaCl-ի բյուրեղում քլորի ատոմի էֆեկտիվ լիցքը հավասար է էլեկտրոնի լիցքի 0.94 մասին, նույնչափ, բայց դրական լիցք ունի նատրիումի ատոմը:

Իոնական միացություններում, իոններում լիցքերի ոչ լրիվ բաժանումը, պայմանավորված է իոնների փոխադարձ բևեռացմամբ, այսինքն՝ փոխադարձ ազդեցությումբ, որը բերում է իոնների էլեկտրոնային թաղանթների դեֆորմացիային: Բևեռացման պատճառը էլեկտրական դաշտի ազդեցություն է, որը տեղաշարժվում է:

Յուրաքանչյուր իոն, որն էլեկտրական լիցքի կրող է, էլեկտրական դաշտի աղբյուր է: Այդ պատճառով, հակառակ լիցքերով լիցքավորված իոնները փոխազդելով բևեռացնում են իրար: Բևեռացման ժամանակ ամենաշատ տեղաշարժվում են արտաքին թաղանթի էլեկտրոնները: Առաջին մոտեցմամբ կարելի է ընդունել, որ դեֆորմացիայի են ենթարկվում միայն արտաքին էլեկտրոնային թաղանթները: Սակայն միևնույն էլեկտրական դաշտի ազդեցությամբ տարբեր իոններ տարբեր չափով են դեֆորմացվում: Այլ կերպ ասած,տարբեր իոնների բևեռացումը միատեսակ չէ, որքան արտաքին թաղանթի էլեկտրոնները թույլ են կապված միջուկի հետ, այնքան իոնը հեշտ է բևեռանում, այնքան ուժեղ է դեֆորմացվում էլեկտրական դաշտում:

Նույն լիցքն ունեցող իոնների դեպքում, որոնք ունեն արտաքին էլեկտրոնային թաղանթի նմանատիպ կառուցվածք, բևեռացումը աճում է իոնի չափերի մեծացման հետ, քանի որ արտաքին էլեկտրոններն ավելի հեռու են միջուկից, էկրանացվում են ավելի մեծ թվով էլեկտրոնային թաղանթներով և արդյունքում թույլ են կապված միջուկի հետ: Այսպես, ալկալիական մետաղների բևեռացնելու հատկությունը աճում է հետևյալ շարքում. Li⁺<Na⁺<K⁺=<PB⁺<Cs⁺

Նույն կերպ հալոգենների իոնների բևեռացվելիությունը փոփոխվում է հետևյալ հաջորդականությամբ. F^-< Cl^-< Br^-< J^-

Ատոմների վերածումը դրական իոնների միշտ հագեցնում է չափերի փոքրացման (Աղյուսակ 1):

Կատիոնի ավելցուկային դրական լիցքը դժվարացնում է արտաքին թաղանթի էլեկտրոնների դեֆորմացիան: Ընդհակառակը, բացասական լիցքավորված իոնները միշտ ունեն ավելի մեծ չափեր, քան չեզոք ատոմները: Այդ պատճառով անիոնների բևեռացումը, որպես կանոն, զգալի մեծ է կատիոնների բևեռացումից:

Եթե տվյալ տարրը առաջացնում է տարբեր լիցքեր ունեցող կատիոններ, ապա իոնի բևեռացվելիությունը կլինի այնքան ավելի փոքր, որքան մեծ է նրա լիցքը, քանի որ վերջինիս մեծացումը բերում է իոնի շառավղի փոքրացմանը և միջուկի հետ էլեկտրոնների կապի միացմանը:

Ազնիվ գազի ատոմների կոնֆիգուրացիա ունեցող իզոէլեկտրոն իոնների շարքում բևեռացվելիությունը աճում է դրական լիցքի փոքրացման հետ, օրինակ՝ Mg²⁺ - Na⁺ - Ne⁰–F^- - O^2- (Աղյուսակ 1) :

Իոնի բևեռացնող հատկությունը, այսինքն՝ այլ իոնների վրա դեֆորմացնող ազդեցությունը նույնպես կախված է իոնի տեսակից,լիցքից և չափերից, այն այնքան ավելի զգալի է, որքան մեծ է լիցքը, փոքր է վշառավիղը, և որքան կայուն է իոնի էլեկտրոնային թաղանթը: Ամենաուժեղ բևեռացնող ազդեցություն ունեն այն իոնները, որոնք թույլ են բևեռանում:

Այսպես, ալկալիական մետաղների կատիոնների շարքում, բևեռացնող ընդունակությունը հակառակ է բևեռացնելիությանը՝ li⁺>Na⁺>K⁺>Pb⁺>Cs⁺

Ինչպես արդեն նշվել է, անիոնների չափերը, որպես կանոն, ավելի մեծ կատիոնների չափերից: Դրա հետևանքով, անիոնները ավելի թույլ բևեռացնող ընդունակություն ունեն, քան կատիոնները:

Այսպիսով, անիոնները կատիոնների համեմատ բնորոշվում են ուժեղ բևեռացնելիությամբ և թույլ բևեռացող հատկությամբ: Այդ պատճառով հակառակ լիցքեր ունեցող իոնների փոխազդեցության ժամանակ բևեռացման են ենթարկվում հիմնականում բացասական իոնները, դրական իոնների բևեռացումը մեծ մասամբ կարելի է անտեսել, այսինքն՝ ընդունել, որի բևեռացումը ընթանում է միակողմանի:

3.4. ԲԵՎԵՌԱՑՄԱՆ ԱԶԴԵՑՈՒԹՅՈՒՆԸ ՆՅՈՒԹԻ ՀԱՏԿՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐԻ ՎՐԱ

Իոնների բևեռացումը, այսինքն՝ էլեկտրոնների այս կամ այն չափով տեղաշարժ, շատ մեծ նշանակություն ունի, քանի որ այն հանգեցնում է միջատոմային հեռավորության կրճատման, փոքրացնում է դիպոլի մոմենտը և իոնական կապը դարձնում է կովալենտ: Բևեռացումը և բևեռացնող հատկությունը բացատրում է տարբեր նյութերի բազմաթիվ առանձնահատկություններ:

Օրինակ՝ բևեռացման էֆեկտով է բացատրվում, թե ինչու AgCl-ը ավելի վատ է լուծվում ջրում, քան NaCl-ը և KCl-ը: Ag⁺-ի շառավիղը մոտ է և իոնների շառավղին, սակայն իոնը, որն ունի արտաքին թաղանթում 18 էլեկտրոն, ունի զգալիորեն մեծ բևեռացվելիություն, քանNa⁺ ևK⁺իոնները: Այդ պատճառով AgCl-ում միջուկների միջև եղած հեռավորությունը փոքր է, կապի խզման էներգիան մեծ է, քան NaCl և KCl մոլեկուլներում: BaCl₂-ը ուժեղ էլեկտրոլիտ է ջրային լուծույթում գործնականորեն լրիվ դիսոցված է իոնների, իսկ սնդիկի քլորիդը՝ HgCl₂համարյա չի դիսոցվում և չի լուծվում ջրում: Դա նույնպես բացատրվում է Hg²⁺ իոնի մեծ բևեռացնելիությամբ, որի ատոմի արտաքին էլեկտրոնային շերտում կա 18 էլեկտրոն:

Էլեկտրոնային թաղանթի դեֆորմացումը ազդում է նաև նյութի օպտիկական հատկությունների վրա: Նյութի գույնը պայմանավորված է տեսանելի լույսի որոշ ալիքների կլանումով և գրգռված վիճակի անցումով: Որքան մեծ է բևեռացվելիությունը, այնքան քիչ էներգիա է համապատասխանում էլեկտրոնային անցմանը: Եթե բևեռացվելիությունը փոքր է, ապա գրգռումը պահանջում է մեծ էներգիա, որոնք համապատասխանում են ուլտրամանուշակագույն ճառագայթները: Իսկ եթե իոնը հեշտ բևեռացող է, ապա գրգռումը պահանջում է փոքր էներգիա ունեցող քվանտներ, որոնց համապատասխանում է տեսանելի լույսի սպեկտրը: Այդ դեպքում նյութը գունավորված է:

Այսպիսով, այն նյութերի կողքին, որոնց գույնը պայմանավորված է նրանց մեջ պարունակող իոններով, գոյություն ունեն նաև գունավոր նյութեր, որոնք առաջացել են անգույն իոններից, որոնց գույնը պայմանավորված է իոնների փոխազդեցությամբ: Որքան մեծ է միացության մեջ իոններից մեկի բևեռացվելիությունը և մյուսի բևեռացնող ընդունակությունը, այնքան հավանական է գույնի ի հայտ գալը: Օրինակ PbJ² -ը գունավորված է, CaJ² -ը անգույն է, քանի որ կապար իոնն ունի մեծ բևեռացնող ազդեցություն:

4. ՔԻՄԻԱԿԱՆ ԿԱՊԻ ՔՎԱՆՏԱՄԵԽԱՆԻԿԱԿԱՆ ՏԵՍՈՒԹՅՈՒՆ

Ատոմների միջև կապի առաջացման ֆիզիկական պատճառները պարզվեցին միայն այն բանից հետո, երբ հայտնի դարձան միկրոմարմինների շարժման օրինաչափությունները, ստեղծվեց քվանտային մեխանիկան: Մենք արդենգիտենք, որ կայուն մոլեկուլ կարող է առաջանալ, եթե փոխազդող ատոմների համակարգի պոտենցիալ էներգիան նվազի: Էլեկտրոնների վիճակը ատոմում նկարագրելու համար անհրաժեշտ է կազմել Շրյոդինգերի հավասարումը՝ համապատասխան էլեկտրոնների և միջուկների համար և գտնել նրա այն լուծումը, որը համապատասխանում է նվազագույն էներգիային: Բայց, ինչպես արդեն նշել ենք, բազմաէլեկտրոն համակարգերի համար Շրյոդինգերի հավասարումը լուծել չի հաջողվել: Այդ պատճառով մոլեկուլի կառուցվածքի քվանտամեխանիկական նկարագրությունը կատարվում է Շրյոդինգերի հավասարման մոտավոր լուծման եղանակով:

Առաջին անգամ նման մոտավոր հաշվարկ կատարել են Վ.Հեյտլերը և Ֆ.Լոնդոնը, 1927թ-ի ջրածնի մոլեկուլի համար: Այդ աշխատանքը հիմք է դրել քվանտային մեխանիկայի կիրառմանը քիմիական խնդիրների լուծման համար: Այսպես, զարգացել է գիտության նոր ճյուղ՝ քվանտայինքիմիան: Քննարկենք քվանտամեխանիկական հաշվարկների սկզբունքները:

4.1. ՇՐՅՈԴԻՆԳԵՐԻ ՀԱՎԱՍԱՐՄԱՆ ԼՈՒԾՈՒՄԸ ԱԼԻՔԱՅԻՆ ՖՈՒՆԿՑԻԱՅԻ

ՄՈՏԱՎՈՐ ԱՐՏԱՀԱՅՏՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐԻ ՕԳՏԱԳՈՐԾՄԱՄԲ

Շրյոդինգերի հավասարումն ունի հետևյալ տեսքը

Բազմապատկելով (4.1) հավասարման երկու մասերը Ψ-ով և տանելով E-ն ձախ կողմը՝ կստանանք՝

Այս հավասարման օգնությամբ կարելի է հաշվել համակարգի E էներգիան, եթե հայտնի է Ψ ալիքային ֆունկցիան: Սակայն ինչպես վերը նշեցինք, Ψ-ալիքային ֆունկցիայի ճշգրիտ արժեքը կարելի է որոշել միայն մեկ էլեկտրոնային համակարգերի համար: Այդ պատճառով E հաշվելու համար (4.2) հավասարման համարիչը և հայտարարը ինտեգրում են ըստ ամբողջ տարածության և (4.3) հավասարման լուծման ժամանակ այն օգտագործում են Ψ ֆունկցիայի մոտավոր արտահայտությունը:

որտեղ՝ dv-ն տարրական ծավալն է

(4.3) արտահայտությունը կարելի է համարել քվանտային քիմիայի հիմնական հավասարումը:

Ψ ֆունկցիայի մոտավոր արժեքը որոշում են վարացիոն մեթոդով, ըստ որի իրական մեծությանը ամենամոտը Ψ այն արժեքն է, որը (4.3) հավասարման միջոցավ տալիս է E-ի ամենափոքր արժեքը; Այս դեպքում Ψ-ն ներկայացվում է գումարի տեսքով:

որտեղ φ-ն կոորդինատից կախված ֆունկցիա է, C-ն ՝ գործակից:

Ψ-ի արտահայտությունը ընտրում են դիտարկվող համակարգի մասին որևէ դատողության հիման վրա: Օրինակ, ստորև բերված մոլեկուլային օրբիտալների մեթոդում որպես Ψվերցնում են ազատ ատոմի համար էլեկտրոնների ալիքային ֆունկցիան: C գործակիցները պետք է համապատասխանեն E-ի փոքրագույն արժեքին, այսինքն՝ պետք է իրականացվի հետևյալ արտահայտությունը, որը դրված է վարիացիոն մեթոդի հիմքում:

Այսպիսով գտնում են C գործակցի արժեքը, որը գալիս է (4.4) հավասարմամբ տրված Ψֆունկցիայի լավագույն (իրական արժեքին ամենամոտ) արտահայտությունից:

4.2. ՋՐԱԾՆԻ ՄՈԼԵԿՈՒԼԻ ՔՎԱՆՏԱՄԵԽԱՆԻԿԱԿԱՆ ՆԿԱՐԱԳՐՈՒԹՅՈՒՆԸ ԸՍՏ ՀԵՅՏԼԵՐ-ԼՈՆԴՈՆԻ

Քննարկենք ջրածնի մոլեկուլի էներեգիայի (E) կախումը ատոմների միջև եղած r հեռավորությունից: Եթե չգրգռված ջրածնի ատոմները գտնվում են իրարից անվերջ հեռու, ապա նրանք միմյանց հետ չեն փոխազդում և էներգիան 0 է: Ատոմների միջև եղած հեռավորության փոքրացումից, եթե ատոմներն ընդունակ են մոլեկուլ առաջացնելու, փոխազդում են իրար հետ, գործում են ձգողական ուժերը, և էներգիան նվազում է: Այդ նվազումը շարունակում է մինչև որոշ հեռավորությունը: r-ի հետագա նվազումից էներգիան սկսում է աճել, որը պայմանավորված է վանողական ուժերով, որոնք համեմատաբար մեծ են ատոմների փոքր հեռավորության դեպքում: Այսպիսով, էներգիայի կախումը r-ից գրաֆիկորեն արտահայտվում է կորով, որն ունի մինիմում (նկ. 4.1, կոր 1): Եթե ատոմները ընդունակ չեն մոլեկուլ առաջացնել, ապա r-ի բոլոր արժեքների դեպքում տեղի ունի էլեկտրոնային թաղանթների և միջուկների վանում: Այս դեպքում համակարգի էներգիան r-ի փոքրացման հետ անընդհատ աճում է (նկ. 4.1, կոր 2):

Այսպիսով, չգռգրված վիճակում մոլեկուլն ունի նվազագույն էներգիա: Միջուկները կատարում են տատանումներ հավասարակշռային վիճակի նկատմամբ:

Ջրածնի մոլեկուլում կա երկու էլեկտրոն, որոնք շարժվում են երկու միջուկների դաշտում: Այդ չորս մասնիկների միջև գոյություն ունի վեց փոխազդեցություն:

Եթե մասնիկների միջև եղած հեռավորությունը նշենք ինչպես նշված է (նկ. 4.2)-ում, ապա ջրածնի մոլեկուլի պոտենցիալ էներգիան կլինի վեց փոխազդեցությունների գումարը:

Ալիքային ֆունկցիայի կառուցման համար Հեյտլերը և Լոնդոնը որպես հիմք վերցրել են ջրածնի ատոմի էլեկտրոնի ալիքային ֆունկցիան, որը գտնվում է նորմալ 1s վիճակում: Այդ ալիքային ֆունկցիան որոշվում է հետևյալ արտահայտությամբ

որտեղ՝ r-ը էլեկտրոնի հեռավորություն է միջուկից,

Բորի առաջին օրբիտայի շառավիղը:

Ակնհայտ է, եթե ատոմները գտնվում են իրարից մեծ հեռավորության վրա, ապա էլեկտրոնների շարժումը զգալի փոփոխության չի ենթարկվի և մոլեկուլի ալիքային ֆունկցիան կարելի է արտահայտել երկու ատոմների ալիքային ֆունկցիաների արտադրյալով.

(4.7) հավասարման տեսքով ալիքային ֆունկցիայի որոշումը պայմանավորված է նրանով, որ ցույց է տալիս տարրական ծավալում էլեկտրոնի գտնվելու հավանականությունը, իսկ համապատասխան ծավալում էլեկտրոնների միաժամանակյա գտնվելը որոշվում է հավանականությունների արտադրյալով (համաձայն հավանականությունների տեսության օրենքի, երկու անկախ իրադարձությունների միաժամանակյա իրականացումը հավասար է նրանց հավանականությունների արտադրյալին): (4.6) հավասարման մեջ մտնող 2-ը համար հավասար է , իսկ համար Քանի որ էլեկտրոնները բացարձակապես անտարբերելի են, ապա կարելի է ընդունել, որ 1 էլեկտրոնը շարժվում է b-ի մոտակայքում, իսկ 2 էլեկտրոնը՝ a-ի: Այս դեպքում (4.7)հավասարման նման կարելի է գրել.

Էլեկտրոնների անտարբերելիության պատճառով (4.6), (4.7) արտահայտությունները համարժեք են, բայց երկուսն էլ մոլեկուլի իրական ալիքային ֆունկցիայի անհաջող մոտեցումներն են, քանի որ էլեկտրոնի շարժումը մոլեկուլում տարբերվում է, էլեկտրոնի շարժումից ազատ ատոմում:

Հեյտլերը և Լոնդոնը առաջարկել են, որ ջրածնի մոլեկուլի իրական ալիքային ֆունկցիայի լավագույն մոտավորությունը այն արտահայտությունը կլինի, որը հաշվի է առնում էլեկտրոնների շարժման նկարագրությունը երկու հավասարումներում: Նրանց կողմից առաջարկվել է ջրածնի մոլեկուլի էլեկտրոնների ալիքային ֆունկցիա, որը (4.7), (4.8) հավասարումերի գծային կոմբինացիան է:

(4.9) հավասարման օգնությամբ հաշվել են էլեկտրոնների էներգիան միջուկների միջև տարբեր Rab հեռավորությունների համար:

Վարիացիոն մեթոդի կիրառումը տալիս է հետևյալ արդյունքը՝ մի դեպքում C₁= C₂, մյուս դեպքում C₁= - C₂: Այսպիսով, հնարավոր է ալիքային ֆունկցիայի երկարժեք (S և A նշանները նշանակում են սիմետրիկ և անտիսիմետրիկ):

(4.10) հավասարումը ցույց է տալիս, որ եթե փոխենք միջուկների կամ էլեկտրոնների տեղը, այսինքն՝ փոփոխեն (1) և (2) ինդեքսների կամ a-ի և b-ի տեղերը, ապա ալիքային ֆունկցիան մնում է նույնը: Այդ պատճառով այն կոչվում է սիմետրիկ ֆունկցիա միջուկների կամ էլեկտրոնների նկատմամբ: Ընդհակառակը, նման փոփոխություն կատարելիս փոխվում է ֆունկցիայի նշանը, և այդ պատճառով կոչվում է անտիսիմետրիկ: Որպեսզի հասկանանք սիմետրիկ և անտիսիմետրիկ ֆունկցիաների ֆիզիկական իմաստը, հիշենք Պաուլիի սկզբունքը: Ըստ այդ սկզբունքի ատոմային կամ մոլեկուլային համակարգում չի կարող լինել երկու էլեկտրոն նույն չորս քվանտային թվերով: Քվանտային թվերը որոշում են ալիքային ֆունկցիայի տեսքը: Այսպիսով միևնույն համակարգում Պաուլիի սկզբունքի համաձայն չի կարող լինել երկու էլեկտրոն նույն վիճակում, քանի որ սիմետրիկ ֆունկցիան չի փոխվում էլեկտրոններ վերադասելուց հետո, կարող է թվալ, թե այդ էլեկտրոնները գտնվում են միևնույն վիճակում, որը հակասում է Պաուլիի սկզբունքին: Սակայն Շրյոդինգերի հավասարման լուծումից ստացված ջրածնի ատոմի ալիօքային ֆունկցիան (4.1) հաշվի չի առնում էլեկտրոնի սպինը: Որպեսզի մոլեկուլում սիմետրիկ Ψ ֆունկցիայով նկարագրվող էլեկտրոնները տարբերվեն իրարից վիճակակով, դրանք պետք է ունենան տարբեր սպինային քվանտային թվեր, այսինքն՝ այդ էլեկտրոնները պետք է ունենան հակառակ ուղղվածև հակազուգահեռ սպիներ: Ընդհակառակը՝ անտիսիմետրիկ ֆունկցիան համապատասխանում է այնպիսի վիճակ, երբ էլեկտրոններն ունեն նույն ուղղությամբ ուղղված կամ զուգահեռ սպիներ: Հեյտլերի և Լոնդոնի հաշվարկը քիմիական կապին վեց քանակական բացատրություն, քվանտային մեխանիկայի հիման վրա: Այն ցույց տվեց, որ եթե ջրածնի ատոմների էլեկտրոններն ունեն հակառակ ուղղված սպիներ, ապա, ատոմները իրար մոտենալիս, տեղի է ունենում էներգիայի զգալի նվազում՝ առաջանում է քիմիական կապ: Քիմիական կապի առաջացումը պայմանավորված է նրանով, որ եթե էլեկտրոններն ունեն հակազուգահեռ սպիներ, հնարավոր է դառնում էլեկտրոնների շարժումը երկու միջուկների մոտ: Դա բերում է էլեկտրոնային ամպի զգալի խտություն երկու ատոմների միջև ընկած տարածությունում, դեպի որը ձգվում են դրական լիցքավորված միջուկները: Ձգումը փոքրացնում է էլեկտրոնների պոտենցիալ էներգիան, հետևաբար նաև համակարգի պոտենցիալ էներգիան՝ առաջանում է քիմիական կապ: Հետևաբար քիմիական կապի առաջացումը բացատրվում է էլեկտրոնների պոտենցիալ էներգիայի նվազումով՝ պայմանավորված միջուկների միջև եղած տարածությունում էլեկտրոնային ամպի խտության մեծացմամբ:

Նկ. 4.3-ում ցույց է տրված էլեկտրոնային ամպերի խտության բաշխումը համակարգում, կազմված երկու միջուկից և երկու էլեկտրոններից, քանի որ էլեկտրոնների հակառակ սպիների դեպքում ալիքային ֆունկցիաները գումարվում են, ապա միջուկների միջև էլեկտրոնային ամպի խտությունը մեծանում է, այդ դեպքում ասում են, որ էլեկտրոնային ամպերը փոխծածկվում են: Այն չի կարելի դիտել որպես ատոմների էլեկտրոնային ամպերի պարզ գումար: մեծությամբ որոշվող էլեկտրոնային խտությունը միջուկների միջև կլինի ավելի մեծ, քան առանձին մեկուսացված ատոմների խտությունների գումարը միջուկից, նույն հեռավորության վրա: Քիմիական կապի առաջացման ժամանակ էլեկտրոնային ամպերը կարծես թե ձգվում են դեմ հանդիման:

Ընդհակառակը՝ զուգահեռ սպիներով էլեկտրոնների դեպքում, ատոմների միջև ամպի խտությունը նվազում է մինչև զրո՝ էլեկտրոնները վանվում են միջուկների միջև եղած տարածությունից, և քիմիակն կապ չի առաջանում:

Հեյտլերը և Լոնդոնը կատարել են նաև քվանտամեխանիկական հաշվարկ, ջրածնի մոլեկուլի և ջրածնի երրորդ ատոմի փոխազդեցության էներգիայի: Հաշվարկը ցույց է տվել, որ երրորդ ատոմը չի ձգվում, այսինքն՝ H₃մոլեկուլ գոյություն չունի: Այսպես տրվել է կովալենտ կապի կարևորագույն հատկության՝ հագենալիության տեսական հիմնավորումը:

4.3. ՎԱԼԵՆՏԱԿԱՆ ԿԱՊԵՐԻ ՄԵԹՈԴԸ

Ջրածնի մոլեկուլի համար ստացված արդյունքն ընդհանրացվել է բոլոր մոլեկուլների համար և ստեղծվել վալենտական կապերի մեթոդը, ըստ որի քիմիական կապն առաջանում է այն դեպքում, երբ փոխազդում են երկու ատոմներ, որոնք ունեն չզույգված էլեկտրոններ: Եթե ատոմն ունի n հատ չզույգված էլեկտրոններ, ապա կարող է առաջացնել n հատ քիմիական կապ այլ ատոմների հետ, որոնք ունեն մեկական չզույգված էլեկտրոն:

Ըստ Հեյտլերի և Լոնդոնի, տարրի վալենտականությունը հավասար է ատոմի չզույգված էլեկտրոնների թվին հիմնական կամ գրգռված վիճակում: Օրինակ, ածխածնի ատոմը հիմնական վիճակում ունի երկու չզույգված էլեկտրոն, և նրա վալենտականությունը հավասար է երկուսի: Մինչդեռ հայտնի է, որ ածխածինը հիմնականում ցուցաբերում է չորսին հավասար վալենտականություն (CH₄, CO₂): Պարզվում է, որ դա հնարավոր է: Եթե ծախսվի որոշ էներգիա 2s էլեկտրոններից մեկը կանցնի 2p վիճակին, որի հետևանքով ատոմի կանցնի գրգռված վիճակի:

Այսպիսով, ածխածնի ատոմը արտաքին էլեկտրոնային շերտում կլինի չորս չզույգված էլեկտրոն, հետևաբար այն կարող է առաջացնել չորս կովալենտ կապ: Կապ առաջանալիս անջատվում է ավելի շատ էներգիա, քան կլանվել է գրգռված վիճակի անցնելիս:

Անհրաժեշտ է նշել, որ էլեկտրոնի անցումը մի մակարդակից մյուսը (օրինակ՝ n=3-ից n=4) գործնականորեն անհնարին է, որովհետև գրգռման համր ծախսված էներգիան չի կոմպենսացվում կովալենտ կապի առաջացման ժամանակ անջատված էներգիայով: Այդ պատճառով թթվածնի ատոմը կարող է առաջացնել ոչ ավելի քան երկու կովալենտ կապ, իսկ ֆտորի ատոմը՝ միայն մեկ, որովհետև երկրորդ մակարդակում այն չունի դատարկ d օրբիտալ: Իսկապես թթվածնի համար բնորոշ է երկու վալենտականությունը, ֆտորի համար՝ մեկը:

Երրորդ և հաջորդ պարբերության տարրերի ատոմները արտաքին էլեկտրոնային թաղանթում ունեն d-ենթամակարդակ, որի վրա կարող են անցնել գրգռման ժամանակ արտաքին թաղանթի s և p էլեկտրոնները: Այդ պատճառով նրանք կարող են ցուցաբերել լրացուցիչ վալենտականություններ: Քլորի ատոմը արտաքին թաղանթում ունի մեկ չզույգված էլեկտրոն, որոշ էներգիայի ծախսումով այն կարող է անցնել գրգռված վիճակի (Cl*), որը բնորոշվում է երեք, հինգ, յոթ չզույգված էլեկտրոնով: Ուստի ցուցաբերում է մեկ, երեք, հինգ, յոթ վալենտականություն:

Վալենտական կապերի մեթոդի սկզբունքներն են.

1. Կովալենտ կապ առաջանում է փոխազդող ատոմների հակառակ սպիներ ունեցող չզույգված էլեկտրոնների էլեկտրոնային ամպերի փոխծածկման շնորհիվ:

2. Կապն այնքան ամուր է, որքան մեծ է փոխծածկումը:

3. Ամպերը մոտենում և փոխծածկվում են այնպես, որ այն լինի առավելագույնը:

Ջրածնի ատոմենրի միջուկների միջև եղած հեռավորությունը՝ կապի երկարությունը կազմում է 74 նմ, որը ամպերի փոխծածկման հետևանքով ավելի փոքր է քան Կապի երկարության կեսը՝ ջրածնի դեպքում 0,37 նմ կոչվում է ատոմի կովալենտային շառավիղ:

Վալենտական կապերի առաջացումը, կարելի է արտահայտել հետևյալ կերպ՝ ամպերի փոխծածկումով,

կամ վալենտային սխեմանի միջոցով, որտեղ զիգզագ գիծը ցույց է տալիս փոխծածկումը:

4.4. ԿՈՎԱԼԵՆՏ ԿԱՊԻ ՈՒՂՂՎԱԾՈՒԹՅՈՒՆԸ

Կովալենտ կապի ուղղվածության քվանտամեխանիկական բացատրությունը հիմնված է այն բանի վրա, որ ատոմների էլեկտրոնային օրբիտալներն ունեն տարբեր ձևեր: Քննարկենք H₂O և NH₃ մոլեկուլների կառուցվածքը:

H₂O-իմոլեկուլը առաջանում է թթվածնի մեկ և ջրածնի երկու ատոմներից: Թթվածնի ատոմն ունի 2p-էլեկտրոններ, որոնք զբաղեցնում են երկու օրբիտալներ՝ դասավորված միմյանց նկատմամբ 90° անկյան տակ: Ջրածնի ատոմներն ունեն մեկական 1s-էլեկտրոններ:

Նկ. 4.4-ում պատկերված է ջրածնի ատոմների 1s-էլեկտրոնային ամպերի փոխծածկում թթվածնի ատոմի 2p-էլեկտրոնային ամպերի հետ:

O-H կապերի միջև անկյունը պետք է մոտ լինի p-ամպերի կազմած անկյանը, այսինքն՝ 90°-ին, իրականում H₂O մոլեկուլում կապերի միջև կազմված անկյունը հավասար է 104,5° և տարբերվում է 90°-ից, դա կարելի է բացատրեկ հետևյալ պատճառով:

O-Hկապը կովալենտ բևեռային կապ է, էլեկտրոնները խիստ տեղաշարժված են թթվածնի ատոմի կողմը, որովհետև թթվածնի ատոմը ավելի էլեկտրաբացասական է ան ջրածինը, որի արդյունքւմ ջրածնի ատոմում երևան է գալիս որոշ դրական լիցք, այդ լիցքերի վանումից կապերի անկյունը մեծանում է: Նշված գործոնը կլինի ավելի փոքր, H₂S, H₂Se, H₂Te մոլեկուլներում, որովհետև կապի երկարությունը աճում է վանողական ուժերը թուլանում են,և անկյունը ձգտում է 90°-ի:

Նույն կերպ կարելի է գտնել ամոնիակի մոլեկուլի կառուցվածքը: Ազոտի ատոմն ունի երեք չզույգված p-էլեկտրոն, որոնց օրբիտալները դասավորված են իրար նկատմամբ ուղղահայաց: Ակնհայտ է, որ N-H կապերը պետք է դասավորվեն 90°-ի մոտ անկյան տակ:

Իրականում NH₃-ի մոլեկուլում փորձարարական եղանակով չափված կապերի միջև եղած անկյունը հավասար է 107,3°: Պատճառը նույնն է, ինչ H₂O -ի դեպքում:

Շարադրվածից բխում է հետևյալ եզրակացությունը: Եթե հաշվի չառնենք երկրորդական գործոնների ազդեցությունը, ապա p-օրբիտալներից առաջացած կապերը դասավորվում են միմյանց նկատմամբ 90° անկյան տակ: H₂O-ի (μ=1.84D) և NH₃-ի (μ=1.84D) զգալի բևեռացվելիությունը պայմանավորված է նրանով, որ H₂O-ի մոլեկուլը ունիանկյունայինկառուցվածք,իսկ NH₃-ի մոլեկուլը՝ եռանիստ բուրգի կառուցվածք:

4.5. ՄԻԱԿԻ, ԿՐԿՆԱԿԻ, ԵՌԱԿԻ ԿԱՊԵՐ

Քննարկենք ազոտի մոլեկուլի կառուցվածքը. ազոտի ատոմն ունի 1s²2s²2p³, կոնֆիգուրացիան ունի երեք չզույգված էլեկտրոն, երեք p-օրբիտալներում, որոնք դասավորված են փոխուղղահայաց x, y, z առանցքների ուղղությամբ: Երբ երկու ատոմները մոտենում են իրար x առանցքի ուղղությամբ, ապա բավարար մոտեցման դեպքում 2Px օրբիտալները փոխծածկվում են առաջացնելով ընդհանուր էլեկտրոնային ամպ, դասավորված x առանցքի ուղղությամբ, որը և միացնում է միջուկները (նկ. 4.7): Տեսնենք, թե ինչ է կատարվում ազոտի ատոմի մնացած չզույգված էլեկտրոնների հետ երկու 2Pz և 2Py ամպերը նույնպես փոխծածկվում են, սակայն այլ կերպ: Այս դեպքում փոխծածկումը տեղի ունի միջուկներին միացնող գծի երկու կողմերում:

Այն կապը, որի դեպքում էլեկտրոնային ամպերի առավելագույն ծածկումը տեղի ունի միջուկները միացնող գծի ուղղությամբ, կոչվում է σ-կապ:

π կապ առաջանում է այն դեպքում, երբ էլեկտրոնային ամպերին փոխծածկումը տեղի է ունենում միջուկները միացնող գծի երկու կողմերում, δ կապի դեպքում՝ չորս կողմերում: Նկ. 4.8-ում բերված են σ, π, δ կապերի ուրվագծերը: Նույնպիսի օրբիտալների փոխծածկման դեպքում σ կապն ունի ավելի մեծ էներգիա, քանի π կապը:

Օրինակ 4.5.1

Քանի σ և π կապերը կան C₃H₆,CH₃ OOH, N₂ մոլեկուլներում:

Լուծում. Մոլեկուլների կառուցվածքն է՝

Բոլոր միակի կապերը σկապ են, իսկ կրկնակի և եռակի կապերից մեկը σ է, մյուսները՝ π: Հետևաբար C₃H₆ մոլեկուլում կա 8π և 1π: CH₃OOH-ում 7σ և 1: N₂-ում՝ 1σ և 2π կապեր:

4.6. ԷԼԵԿՏՐՈՆԱՅԻՆ ԱՄՊԵՐԻ ՀԻԲՐԻԴԱՑՈՒՄ

(ԽԱՉԱՍԵՐՈՒՄ)

Որոշ դեպքերում վալենտական կապի մեթոդը չի կարողանում բացատրել մոլեկուլի տարածական կառուցվածքը: Քննարկենք BeCl₂մոլեկուլի կառուցվածք: Be-ի ատոմը գրգռված վիճակում ունի մեկ հատ 2s և մեկ հատ 2p էլեկտրոն: Կարելի է կարծել, թե Be-ի 2p օրբիտալը փոխծածկվում է Cl-ի -օրբիտալի հետ՝ առաջացնելով σ կապ, իսկ քլորի մյուս ատոմը Be-ի 2s ամպի հետ կարող է փոխծածկվել ցանկացած անկյան տակ: Առաջացած երկու կապերի էներգիաները պետք է տարբեր լինեն, քանի որ p էլեկտրոնների փոխծածկումը ավելի մեծ չափով կկատարվի, քան s և p էլեկտրոններինը: Մինչդեռ իրականում առաջացած երկու կապերի էներգիաները հավասար են: Ստացվում է հակասություն, հաղթահարման համար Սլեյտեր ու Պոլինգը առաջարկեցին հիբրիդացման գաղափարը: Երկու և ավելի էներգետիկ և տարածական տեսակետից անհավասարազոր ատոմական օրբիտալների փոխազդեցությունից առաջանում են էներգետիկ և տարածական տեսակետից հավասարազոր հիբրիդային ատոմական օրբիտալներ: Հիբրիդացման գաղափարի անհրաժեշտությունը առաջանում է ամեն անգամ, երբ մի քանի կապեր առաջանում են այնպիսի էլեկտրոնների կողմից, որոնք ատոմում պատկանում են տարբեր թաղանթների և որոնք քիչ են տարբերվում էներգիայով (սովորաբար միևնույն մակարդակի տարբեր ենթամակարդակները):

Քննարկենք s և p օրբիտալների տարբեր հիբրիդացումը.

1. sp-հիբրիդացում, BeCl₂ -ի մոլեկուլի օրինակով,

ա) էներգետիկ հավասարազորություն

բ) տարածական հավասարազորություն

BeCl₂-ի մոլեկուլն ունի գծային կառուցվածք:

2. sp²-հիբրիդացում, BeCl₃-ի օրինակով,

ա) էներգետիկ հավասարազորություն

բ) տարածական հավասարազորություն

հետևաբար BeCl₃ -ի կառուցվածք կլինի.

3. sp³ -հիբրիդացում, CH₄ -ի օրինակով,

ա) էներգետիկ հավասարազորություն

բ) տարածական հավասարազորություն

հետևաբար CH₄ -ի կառուցվածք կլինի.

Հիբրիդային օրբիտալների առաջացումով կարելի է բացատրել H₂O-ի կառուցվածք: H₂O-ի դեպքում ունենք

1) էներգետիկ հավասարազորություն

Ինչպես երևում է գծագրից, թթվածնի ատոմում առաջանում են չորս sp³ հիբրիդային օրբիտալներ, որոնցից երկու օրբիտալներում կան չզույգված էլեկտրոնները, որոնք կարող են առաջացնել կապեր, իսկ մյուս երկուսում զույգված և կապ չեն կարող առաջացնել:

Այդ կապերի միջև անկյունը պետք է լինի 109° 28՛: Այդ արժեքը ավելի մոտ է փորձարարական արժեքին (104,5°) քան 90° -ը, որը պետք է լինի առանց հիբրիդացման:

4.7. ՄՈԼԵԿՈՒԼԻ ԴԻՊՈԼԱՅԻՆ ՄՈՄԵՆՏԸ

Եթե մոլեկուլում պարունակող կապերը բևեռային են, ապա դա դեռ չի նշանակում, որ մոլեկուլը ևս պետք է լինի բևեռային: Եթե յուրաքանչյուր կապի դիպոլային մոմենտը դիտենք որպես վեկտոր, ապա մոլեկուլի գումարային դիպոլային մոմենտը հավասար կլինի առանձին կապերի դիպոլային մոմենտների վեկտորական գումարին: Եթե մոլեկուլը երկատոմանի է AB տիպի և կապերը բևեռացված են, ապա մոլեկուլը ևս կլինի բևեռացված (նկ.4, 13ա):

Այդպիսին է, օրինակ. H→Cl մոլեկուլը: Եթե մոլեկուլը AB₂ և AB₃ տիպի է, ապա նրա բևեռացվածությունը կախված է կապերի երկրաչափական դասավորությունից, իսկ վերջինս հիբրիդացման տեսակից: ԵթեAB₂ տիպի մոլեկուլներում A-ի ատոմը ունի spհիբրիդացում կապերը գծային դասավորություն ունեն 180˚-ի տակ (նկ.4.13, բ-1):

Հետևաբար A-B կապի դիպոլային մոմենտները հավասար են, բայց ուղղությամբ հակառակ, ուստի և մոլեկուլի դիպոլային մոմենտը կլինի զրո, մոլեկուլը կլինի ոչ բևեռային: Այսպիսին օրինակ են CO₂, BeCl₂-ը, AB₂ տիպի մոլեկուլներում, եթե A-ի ատոմում կա sp²կամ sp³հիբրիդացում, ապա A-B կապերը կունենան անկյունային դասավորություն (նկ.4.13, բ-2) և երկու կապերի վեկտորային գումարը մեծ կլինի զրոյից, մոլեկուլը կլինի բևեռային: Այդպիսին է օրինակ H₂O-ի մոլեկուլը: AB₃ տիպի մոլեկուլները, եթե A-ն ունի sp² հիբրիդացում, ապա չնայած կապերը բևեռացված են, մոլեկուլը կլինի չբևեռացված (նկ. 4.13, գ), օրինակ BH₃մոլեկուլը, իսկ եթե A-ն ունի sp³հիբրիդացում, ապա մոլեկուլը կլինի բևեռացված՝ օրինակ NH₃-ը: AB₄ տիպի մոլեկուլները (նկ.4, 13դ), որտեղ A-ն ունի sp³հիբրիդացում, մոլեկուլը կլինի չբևեռացված կապերի սիմետրիկ դասավորության պատճառով, օրինակ՝ CH₄-ը:

4.8. ՄՈԼԵԿՈՒԼԱՅԻՆ ՕՐԲԻՏԱԼՆԵՐԻ ՄԵԹՈԴԸ

Վալենտական կապերի մեթոդը հնարավորություն է տալիս հասկանալ ատոմի որոշակի թվով կովալենտ կապեր առաջացնելու հատկությունը բացատրում է կովալենտ կապի ուղղվածությունը, տալիս է բազմաթիվ մոլեկուլների կառուցվածքը: Սակայն, կան դեպքեր, երբ այս մեթոդը չի կարողանում բացատրել կապի առաջացումը կամ դրա բացատրությունից բխող հատկությունները չեն համապատասխանում մոլեկուլի իրական հատկությունների հետ: Օրինակ՝ գոյություն ունի H⁺₂մոլեկուլային իոն, որտեղ կապ առաջացել է մեկ էլեկտրոնով, որը վալենտային կապերի մեթոդը բացատրել չի կարող: Վալենտական կապերի մեթոդով O₂-ի առաջացումը կատվում է որպես երկու ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի առաջացման արդյունք:

Ինչպես երևում է գծագրից, O₂մոլեկուլը, ըստ վալենտային կապերի մեթոդի չզույգված էլեկտրոն չունի և պետք է լինի դիամագնիս:

Սակայն O₂մագնիսական հատկություններն ուսումնասիրելիս պարզվել է, որ նա ունի պարամագնիսական հատկություն, հետևբար և չզույգված էլեկտրոններ:

Այս փաստերը բավարար չափով բացատրում է Մալիկենի կողմից առաջադրված մոլեկուլային օրբիտալների մեթոդը (ՄՕ մեթոդ): Վալենտական կապերի մեթոդում ենթադրվում է, որ կապ առաջացնելիս ատոմական օրբիտալները փոխծածկվում և քիչ փոփոխության են ենթարկվում:

Մոլեկուլային օրբիտալների մեթոդում ենթադրվում է, որ ատոմները կորցնում են իրենց ինքնուրույնությունը, ատոմային օրբիտալներից գոյանում են մոլեկուլային օրբիտալներ: Մոլեկուլային օրբիտալներն ատոմական օրբիտալների նման բնութագրվում են իրենց քվանտային թվերով, ունեն մակարդակներ, ենթամակարդակներ, ամպի ձև և այլն:

Ատոմական օրբիտալների գծային կոմբինացիան ՄՕ: Մեթոդի գլխավոր խնդիրը մոլեկուլի օրբիտալի ալիքային ֆունկցիայի շառավղային բաշխումը գտնելն է: Ներկայումս լայնորեն օգտագործվում է այն եղանակը, որի դեպքում մոլեկուլային միէլեկտրոն ալիքային ֆունկցիան վերցվում է որպես մոլեկուլը կազմող ատոմների ատոմական օրբիտալների ալիքային ֆունկցիայի գծային կոմբինացիան: Այդ տարբերակը կրճատ նշանակվում է “ՄՕԱՕԳԿ” (ատոմական օրբիտալների գծային կամբինացիա) բառերի առաջին տառերը:

Ենթադրենք մոլեկուլի մեջ մտնող ատոմների էլեկտրոնային օրբիտալները բնորոշվում են և այլ ալիքային ֆունկցիաներով: Մեկ էլեկտրոն ալիքային ֆունկցիան մոլեկուլում կարող է ներկայացվել այսպես.

որտեղ՝ թվային գործակիցներ են:

Այսպիսով, յուրաքանչյուր էլեկտրոն գտնվում է որոշակի մոլեկուլային օրբիտալում, որը նկարագրվում է համապատասխան ալիքային ֆունկցիայով: Յուրաքանչյուր օրբիտալին համապատասխանում է որոշակի էներգիա: Մի օրբիտալում կարող են գտնվել երկու էլեկտրոն հակառակ սպիներով:

Երկու միանման ատոմների մոլեկուլային օրբիտալները: Քննարկենք, թե ինչ մոլեկուլային ալիքայինΨ ֆունկցիա կառաջանա երկու միանման ատոմների 1s օրբիտալների ալիքային ֆունկցիայի փոխազդեցությունից: Դրա համար գտնենք գումարը: Տվյալ դեպքում դիտարկվող երկու ատոմներն էլ միանման են, այնպես որ C₁, C₂գործակիցները իրար հավասար են (C₁= C₂ = C) և խնդիրը հանգում է C (Ψ₁+Ψ₂) գումարի որոշմանը: Քանի որ C գործակիցը չի ազդում մոլեկուլային ալիքային ֆունկցիայի տեսքի վրա, այլ միայն փոխվում է նրա բացարձակ արժեքը, ապա մենք կսահմանապակվենք (Ψ₁+Ψ₂) գումարի որոշմամբ (Ψ = Ψ₁+Ψ₂): Այդ նպատկով տեղադրենք փոխազդող ատոմների միջուկները միմյանցից այնպիսի (r) հեռավորության վրա, որը համապատասխանում է մոլեկուլում նրանց հեռավորությանը: Գծենք այդ ատոմների 1s օրբիտալների ալիքային ֆունկցիաները (նկ. 4.14), որոնցից յուրաքանչյուրը ունի (նկ. 4.14, ա)-ում բերված տեսքը: Մոլեկուլային ալիքային ֆունկցիան գտնելու համար, անհրաժեշտ է գումարել Ψ₁և Ψ₂մեծությունները, որի արդյունքում, կսատացվի (նկ. 4.14, բ)-ում բերված կորը: Ինչպես երևում է, միջուկների միջև ընկած տարածությունում Ψ մոլեկուլային ալիքային ֆունկցիան քան ատոմական ալիքային ֆունկցիաներից ավելի մեծ է: Քանի որ ալիքային ֆունկցիայի քառակուսին բնորոշում է էլեկտրենի գտնվելու հավանականությունը այդ մասում, այսինքն՝ էլեկտրոնային ամպի խտությունը, հետևաբար Ψ ֆունկցիայի մեծացումը Ψ₁ և Ψ₂ալիքային ֆունկցիաների համեմատ, նշանակում է որ ՄՕ-ի առաջացման ժամանակ էլեկտրոնային ամպի խտությունը միջուկների միջև եղած տարածության աճում է:

Արդյունքում առաջանում է ձգողական ուժ միջուկների և այդ մասի միջև, այսինքն՝ առաջանում է քիմիական կապ: Այս ձևով ստացված մոլեկուլային օրբիտալը կոչվում է կապող ՄՕ: Էլեկտրոնային ամպի մեծ խտությունը գտնվում է միջուկները միացնող գծի վրա, այսինքն՝ առաջացած ՄՕ պատկանում է կապի σ տիպին (): Կապող ՄՕ-ում գտնվող էլեկտրոնները կոչվում են կապող էլեկտրոններ:

Հայտնի է, որ 1s օրբիտալի ալիքային ֆունկցիան կարող է լինել դրական կամ բացասական, սակայն նրա քառակուսին միշտ դրական է: Առանձին ատոմի համար նշանի ընտրությունը կամայական է. մինչև այժմ ընդունել ենք այն դրական: Բայց երկու ատոմների փոխազդեցության ժամանակ նրանց 1s օրբիտալի ալիքային ֆունկցիան կարող են լինել տարբեր: Նման դեպքը բերված է նկ. 4.15-ում: Այստեղ ատոմներից մեկի1s օրբիտալի ալիքային ֆունկցիան դրական է, մյուսինը՝ բացասական (նկ. 4.15, ա):

Այդ ֆունկցիաների գումարն արտահայտվում է բ կորով: Այդպիսի փոխազդեցությունից առաջացած ՄՕ-ն բնորոշվում է միջուկների միջև եղած տարածությունում ալիքային ֆունկցիայի նվազմամբ: Որոշակի կետում այն դառնում զրո:Այս դեպքում քիմիական կապ չի առաջանում, և այդպիսի ՄՕ-ն կոչվում է խարխլող (), իսկ նրանում գտնվող էլեկտրոնները խարխլող էլեկտրոններ:

1s ատոմական օրբիտալների էլեկտրոնների անցումը կապող ՄՕ-ի բերում է էներգիայի անջատման: Ընհակառակը՝ 1s ատոմական օրբիտալից էլեկրոնների անցումը խարխլող ՄՕ-ին ուղեկցվում է էներգիայի կլանումով: Հետևաբար էլեկտրոնների էներգիան 1s օրբիտալում ավելի փոքր է, իսկ 1s օրբիտալում ավելի մեծ է, քան ատոմների 1s օրբիտալներում: Նկ. 4.16-ում բերված է 1s ,1s օրբիտալների, ինչպես նաև ատոմների 1s օրբիտալների գծապատկերները, նշելով նրանց էներգիան:

Ատոմական օրբիտալները կարող են փոխծածկել իրար, ինչպես σ այնպես էլ π տիպով, արդյունքում առաջանում է σ և π մոլեկուլային օրբիտալներ: Տարբեր տիպի մոլեկուլային օրբիտալների առաջացումը բերված է (նկ. 4.17)-ում:

s ատոմական օրբիտալներից առաջացած մոլեկուլային օրբիտալները նշանակվում են -նշանով, իսկ p-օրբիտալից առաջացած σ օրբիտալները նշանակվում են նշանով: p-օրբիտալներից առաջացած π-օրբիտալները նշանակվում են նշանով:

4.9. ՈՐՈՇ ՄՈԼԵԿՈՒԼՆԵՐԻ ՄՈԼԵԿՈՒԼԱՅԻՆ ՕՐԲԻՏԱԼՆԵՐԸ

Էլեկտրոնների լրացման մոլեկուլային օրբիտալներում կատարվում է նույն սկզբունքներով, ինչ-որ ատոմական օրբիտալներում (Պաուլիի սկզբունք, Հունդի կանոն).

· Էլեկտրոնը սկզբում լրացնում է ավելի ցածր, հետո ավելի բարձր էներգիա ունեցող օրբիտալը:

· Մեկ օրբիտալում ամենաշատը կարող է լինել երկու էլեկտրոն հակառակ սպիներով:

· Տվյալ ենթամակարդակում էլեկտրոններ լրանում են սկզբում մեկական, սպիների նույն ուղղությամբ հետո զուգավորվում են:

Քննարկենք մի քանի մոլեկուլների առաջացումը:

1. H⁺₂մոլեկուլի առաջացումը.

H⁺₂մոլեկուլի առաջացման ժամանակ էլեկտրոնը 1s ատոմական օրբիտալից անցնում է ավելի քիչ էներգիա ունեցող մոլեկուլային կապող օրբիտալը, որը ուղեկցվում է էներգիայի անջատումով և որը կարտահայտվի հետևյալ գրառման ձևով

Նման ձևով առաջանում է H₂մոլեկուլը:

Ջրածնի ատոմների H₂ մոլեկուլի առաջացման ժամանակ ջրածնի ատոմների երկու էլեկտրոնները, լրացման սկզբունքի համաձայն զբաղեցնում են -մոլեկուլային օրբիտալը հակառակ սպիներով, ըստ Պաուլիի սկզբունքի:

Քննարկենք երկու արտասովոր մոլեկուլների He²⁺և He₂ մոլեկուլների կառուցվածքը: H⁺₂մոլեկուլում կա երեք էլեկտրոն: Կապող օրբիտալում ըստ Պաուլիի սկզբունքի կարող է լրացվել երկու էլեկտրոն, երրորդ էլեկտրոնը զբաղեցնում է խարխլող մոլեկուլային օրբիտալը: Այսպիսով H⁺₂մոլեկուլն ունի հետևյալ կառուցվածքը:

H⁺₂մոլեկուլի առաջացման ժամանակ անջատվում է էներգիա, հետևաբար այն կայուն մասնիկ է: H⁺₂ մոլեկուլում կապող էլեկտրոնները երկուսն են, խարխլողը՝ մեկը:

He₂հիպոթետիկ մոլեկուլը էներգիայի տեսակետից անկայուն է: Ատոմների չորս 1s էլեկտրոններից երկուսը լրանում են կապող օրբիտալում, երկուսը՝ խարխլող:

Հետևաբար He₂մոլեկուլի առաջացման ժամանակ էներգիա չի անջատվում: He₂ մոլեկուլ գոյություն չունի: Կապերի թիվը ըստ ՄՕ-ի մեթոդի որոշում է կապող և խարխլող օրբիտալներում եղած էլեկտրոնների թվի՝ տարբերությունը բաժանելով երկուսի: Հետևաբար, այս դեպքում կլինի Երկրորդ տարբերության տարրերի մոլեկուլներում ՄՕ-ները առաջանում է ատոմական 2s և 2p օրբիտալների փոխազդեցությունից: Նկ. 4.21-ում բերված է ՄՕ-ների լրացումը N₂-ի մոլեկուլում:

Ազոտի ատոմների վեց էլեկտրոնները լրանում են կապող օրբիտալներում,խարխլող օրբիտալում էլեկտրոն չկա, հետևաբար N₂ -ի մոլեկուլում կա երեք կապ:

Թթվածնի մոլեկուլի առաջացաման դեպքում յուրաքանչյուր ատոմից մասնակցում են չորսական էլեկտրոններից 2 հատ p և 2 s էլեկտրոն: (Նկ. 4.22): Այդ ութ էլեկտրոններից երկուսը լրացվում ենօրբիտալում, չորսը՝ օրբիտալում և երկուսը՝ օրբիտալում: Այսպիսով, ունենք վեց կապող և երկու խարխլող էլեկտրոն: Կապող էլեկտրոնների ավելցուկը չորս է, հետևաբար կապը կրկնակի կապ է:

Երկու օրբիտալները համարժեք են էներգետիկ տեսակետից, և երկու էլեկտրոնները դրանցում դասավորվում են ըստ Հունդի կանոնի, այսինքն, յուրաքանչյուրօրբիտալում մեկ էլեկտրոն և նույն ուղղությամբ՝ սպիներով:

Այն մասնիկները՝ ատոմները, մոլեկուլները կամ իոնները, որոնք ունեն չզույգված էլեկտրոններ ձգվում են մագնիսի կողմից և կոչվում են պարամագնիսական մասնիկներ: Քանի որ թթվածնի մոլեկուլում օրբիտալներում կան երկու կենտ էլեկտրոններ, այդ պատճառով O₂ունի պարամագնիսական հատկություն:

Թթվածնի մոլեկուլի առաջացման էներգետիկ գծապատկերից երևում է, որ O⁺₂մոլեկուլային իոնի առաջացման դեպքում առավելագույն էներգիա ունեցող խարխլող օրբիտալների էլեկտրոններից մեկը պետք է պոկվի և կապերի թիվը կմեծանա: Այդ պատճառով O⁺₂մոլեկուլային իոնն ունի ավելի մեծ դիսոցման էներգիա, քան O₂-ը: Այսպիսով, քննարկված օրինակները ցույց են տալիս, որ ՄՕ-ի մեթոդը հաջողությամբ բացատրում է այն մոլեկուլների կառուցվածք և ֆիզիկական հատկությունները, որոնք վալենտական կապերի մեթոդը դժվարանում է բացատրել:

4.10 ՋՐԱԾՆԱԿԱՆԿԱՊ

Ջրածինը միակ ատոմն է, որը չունի նախավերջին էլեկտրոնային թաղանթ՝ վալենտային շերտից հետո միջուկն է: Հետևաբար եթե ջրածնի ատոմը կորցնի էլեկտրոն, ապա կմնա միջուկը՝ պրոտոնը, որի չափերը հազարավոր անգամ փոքր են ատոմի չափերից: Երբ ջրածնի ատոմը միանում է խիստ էլեկտրաբացասական ատոմի հետ, ապա ջրածնի էլեկտրոն ըտեղաշարժվում է այդ ատոմի կողմը և մնում է համարյա մերկ պրոտոն, որը կարող է ձգվել խիստ էլեկտրաբացասական ատոմի կողմից և մխրճվել նրա էլեկտրոնային ամպի մեջ:

Ջրածնական կապ կոչվում է այն կապը, որն առաջանում է խիստ էլեկտրաբացասական ատոմի (F, O, Cl) հետ միացած ջրածնի և մի այլ խիստ էլեկտրաբացասական ատոմի միջև:

Ջրածնական կապի էներգիան ավելի փոքր է նույնպիսի ատոմների սովորական կովալենտ կապի էներգիայից:

Ջրածնական կապի շնորհիվ մոլեկուլները միանում են՝ առաջացնելով դիմերներ կամ այլ բարդ խմբավորումներ:

Օրինակ մրջնաթթուն, ինչպես հեղուկ, այնպես էլ գազային վիճակում գոյություն ունի գլխավորապես դիմերի ձևով.

Ջրածնական կապը խիստ ազդում է նյութի ֆիզիկական հատկությունների վրա: Մոլեկուլների ասոցման շնորհիվ նյութի հալման, եռման ջերմաստիճանները բարձրանում են: Օրինակ, եթե հեղուկ ջրի մոլեկուլների ասոցումը չլիներ, ապա նա կունենար -100⁰C սառման և -80⁰C եռման ջերմաստիճան:

Օրինակ 4-10.1

Ինչու՞ Cl₂, H₂, N₂նյութերը սովորական պայմաններում գազեր են, իսկ H₂O, CH₃OH նյութերը հեղուկներ:

Լուծում Cl₂, H₂, N₂մոլեկուլների կապերը ինչպես և իրենք՝ մոլեկուլները, ոչ բևեռային են, ուստի ասոցվում: H₂O, CH₃OH մոլեկուլներում ջրածինը միացած է խիստ էլեկտրաբացասական տարրի՝ թթվածնի, ուստի այդ մոլեկուլները միանում են իրար հետ ջրածնական կապով.

Առաջանում ենեն (H₂O₂), (H₂O)₃, (CH₃OH)₂ասոցված մոլեկուլներ, ուստի եռման ջերմաստիճանը բարձրանում է:

Նման ջրածնական միացությունների եռման ջերմաստիճանը սովորաբար աճում է մոլեկուլային զանգվածների մեծացման հետ զուգահեռ:

Ինչպես երևում է նկ. 4.25-ից, H₂O-ի եռման ջերմաստիճանը չի ենթարկվում այդ օրինաչափությանը, այն աննորմալ բարձր է: Դա բացատրվում է նրանով, որ հեղուկից մոլեկուլ պոկելու համար բացի միջմոլեկուլային ուժերի հաղթահարումից անհրաժեշտ է ծախսել էներգիա ջրածնական կապը խզելու, ասոցված մոլեկուլները իրարից բաժանելու համար: Ջրածնական կապը լինում է միջմոլեկուլային (H₂O, HF, HCOOH) և ներմոլեկուլային (սպիտակուցներ): Սպիտակուցի մոլեկուլի սպիրալը պայմանվորված է ջրածնական կապով, CO և NHխմբերի միջև, որը կոչվում է ɑ-սպիրալ: Մինչև 100°C սպիտակուցը տաքացնելիս ջրածնական կապերը քանդվում են, ɑ-սպիրալը կորցնում է իր կառուցվածքը: Սպիտակուցը ենթարկվում է բնափոխման:

4.11 ԴՈՆՈՐ-ԱԿՑԵՊՏՈՐԱՅԻՆ ԿԱՊ

Կապի այն տեսակը կովալենտ կապ է, առաջանում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի շնորհիվ, սակայն ի տարբերություն սովորական կովալենտ կապի, որտեղ փոխազդող ատոմներից յուրաքանչյուրը տրամադրում է իր կենտ էլեկտրոնները առաջացնելով երկուսի համար ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր, այս դեպքում ընդհանուր զույգը տրամադրում է փոխազդող ատոմներից մեկը՝ էլեկտրոնների դոնորը: Մյուս ատոմը՝ ակցեպտորը արտաքին շերտում ունեցած դատարկ օրբիտալի շնորհիվ այդ զույգը դարձնում է իր համար ընդհանուր: Օրինակ՝ ազոտի ատոմը արտաքին շերտում ունի երեք վալենտական էլեկտրոն 2s²2p³:

Ջրածնի հետ փոխազդելիս վերջինի և ազոտի կենտ էլեկտրոններից առաջանում են երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր (ջրածնի կենտ էլեկտրոնները ցույց են տրված աստղիկներով):

Շնորհիվ ազոտի ունեցած չբաժանվող 2s էլեկտրոնային զույգի այն կարող է առաջացնել նոր կապ: Ջրածնի H⁺ իոնն ունի դատարկ 1s օրբիտալ, ուստի ամոնիակի մոլեկուլը ջրածնի իոնի հետ փոխազդելիս ազոտը տրամադրում է իր էլեկտրոնային զույգը, որը դառնում է ընդհանուր երկու ատոմների համար:

Այսպիսի կապը կոչվում դոնոր-ակցեպտորային կապ, որտեղ ազոտը էլեկտրոնների դոնորն է, իսկ ջրածնի իոնը՝ ակցեպտոր: Առաջացած չորս կապերը ամոնիում իոնի մեջ համարժեք են նրանց էլեկտրոնային խտությունը բաշխվում է հավասարաչափ:

Ամփոփում

Քիմիական կապի հիմնական տեսակը կովալենտ կապն է, որը առաջանում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի շնորհիվ: Այն լինում է բևեռային, երբ փոխազդում են հավասար էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմներ, և ոչ բևեռային՝ երբ տարբեր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ոչ մետաղների ատոմներ: Մետաղի ոչ մետաղի միջև առաջանում է իոնական կապ: Ալիքային մեխանիկայի տեսակետից կապ առաջանում է, երբ փոխազդող ատոմների կենտ էլեկտրոնների ամպերը փոխծածկվում են, եթե փոխծածկումը կատարվում է միջուկները միացնող գծի ուղղությամբ՝ կապը կոչվում է σ, իսկ գծի երկու կողմերում՝ π կապ: Տվյալ ատոմում գոյություն ունեցող տարատեսակ վալենտական էլեկտրոնների ամպերը հիդրարատացվում են՝ առաջացնելով sp-,sp²-, և sp³- հիբրիդային ամպեր: Ըստ քիմիական կապի՝ մոլեկուլային օրբիտալների մեթոդի փոխազդող ատոմների ատոմական օրբիտալներից գոյանում են կապող և խարխլող մոլեկուլային օրբիտալներ: Կովալենտ կապի այն տեսակը, երբ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տրամադրում է փոխազդող ատոմներից մեկը կոչվում է դոնոր-ակցեպտորային կապ: Ջրածնական կապ առաջանում է տարբեր մոլեկուլների միջև կամ նույն մոլեկուլի ներսում, եթե արդեն միացած ջրածինը փոխազդել է խիստ էլեկտրաբացասական տարրի հետ:

Սովորելու նպատակը

Այս բաժինը սովորելուց հետո դուք պետք է կարողանաք.

1. Բացատրել քիմիական կապի առաջացումը՝ էլեկտրոնը դիտարկելով որպեսմասնիկ: Հասկանալ կովալենտ կապի առաջացումը, տարբերել բևեռային և ոչ բևեռային կապերը, իմանալ իոնական կապի առաջացման մեխանիզմը:

2. Բացատրել քիմիական կապի առաջացումը էլեկտրոնի ալիքային հատկությունների տեսակետից: Կազմել մոլեկուլների վալենտային սխեմաները:

3. Տարբեր σ-, π-, և δ- կապերը: Հասկանալ էլեկտրոնային ամպերի հիբրիդացումը և ըստ դրա մոլեկուլների երկրաչափական կառուցածքը:

4. Հասկանալ քիմիական կապի մոլեկուլային օրբիտալների (ՄՕ) մեթոդի էությունը, կազմել տարբեր մոլեկուլների էներգետիկ ուրվագծերը:

5. Բացատրել ջրածնական և դոնոր-ակցեպտորային կապերի էությունը:

Հիմնական հասկացությունները

1. Կովալենտ կապ, առաջանում է, երբ փոխազդող ատոմների հակառակ սպին ունեցող կենտ էլեկտրոններից գոյանում է երկու ատոմների համար ընդհանուր էլեկտրոնային զույգեր:

2. Ոչ բևեռային կովալենտ կապ առաջանում է, երբ փոխազդում են հավասար էլեկտրաբացասականության ատոմներ, բևեռային, երբ տարբեր էլեկտրաբացասականության ոչ մետաղների ատոմներ:

3. Դիպոլի մոմենտը (μ) դիպոլի երկարության (l) և տեղաշարժված լիցքի (q) արտադրյալն է, μ=lq

4. Ալիքային մեխանիկայի տեսակետից քիմիական կապ առաջանում է, երբ փոխազդող ատոմների հակառակ սպին ունեցող կենտ էլեկտրոնների ամպերը փոխծածկվում են:

5. Քիմիական կապն ունի ուղղվածություն, ըստ ուղղվածության կապը լինում է σ, π, δ կապեր:

6. sp հիբրիդացում կոչվում է մեկական s և p ամպերի sp²` մեկ s և երկու հատ pամպերի և sp³-ը մեկ s և երեքpամպերի հիբրիդացումը:

7. Ըստ կապի մոլեկուլային օրբիտալների (ՄՕ) մեթոդի փոխազդող ատոմների ատոմական օրբիտալների առաջանում են կապող և խարխլող մոլեկուլային օրբիտալներ:

8. Դոնոր-ակցեպտորային կապը կովալենտ կապ է, երբ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տրամադրում է ատոմներից մեկը՝ դոնորը, իսկ մյուսը՝ ակցեպտորը ունի դատարկ օրբիտալ:

9. Ջրածնական կապը միջմոլեկուլային կամ ներմոլեկուլային կապ է, որն առաջանում է, երբ ջրածինը փոխազդում է խիստ մեծ էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրերի հետ: