Коваленттүүлүктү жана мисалдарды түшүнүү
Pendahuluan
Химияда атомдордун бир затты пайда кылуу үчүн биригиши көбүнчө ошол заттын касиеттерин аныктайт. Атомдордун байланышын түшүндүргөн маанилүү түшүнүктөрдүн бири - коваленттүүлүк. Коваленттик байланыштар (коваленттүүлүк) көбүнчө металл эмес элементтерден турган кошулмаларда, мисалы, сууда (H₂O), көмүр кычкыл газында (CO₂), метанда (CH₄) жана жашоонун негизи болгон ар кандай органикалык кошулмаларда кездешет. Коваленттүүлүктүн маанисин жана мисалдарды түшүнүү бизге молекулярдык түзүлүштөр кантип пайда болорун, заттын эмне үчүн... титик дидих айрым кошулмалар, эмне үчүн кээ бир кошулмалар сууда оңой эрийт жана химиялык реактивдүүлүк кантип пайда болот.
Коваленттүүлүктү түшүнүү
Коваленттүүлүк – бул коваленттүү байланыштардын пайда болушуна байланыштуу түшүнүк, алар эки атом туруктуулукка жетүү үчүн бир жуп электронду бөлүшкөндө пайда болгон химиялык байланыштар. Жалпысынан алганда, атомдор туруктуу электрондук конфигурацияга жетүүнү каалашат, мисалы асыл газдар (октет эрежеси), бул анын эң сырткы катмарында 8 электрон бар дегенди билдирет (бирок кээ бир өзгөчөлүктөр бар). Металл эмес атомдор салыштырмалуу жогорку электр терстигине ээ болгондуктан жана электрондорду жоготуу "оңой эмес" болгондуктан, туруктуулукка жетүүнүн эң ыктымалдуу жолу - электрондорду иондук байланыштардагыдай толугу менен берүү же алуу эмес, аларды бөлүшүү.
Башкача айтканда, иондук байланыштарда электрондор бир атомдон экинчисине өткөрүлүп турса, коваленттик байланыштарда электрондор жалпы болот. Жалпы электрондор байланышуучу электрон жубун түзөт, ал эки атом ядросун бириктирип, бир молекуланы же коваленттик байланышты түзөт.
Коваленттик байланыштар эмне үчүн пайда болот?
Коваленттик байланыштар төмөнкү, туруктуураак энергия абалына жетүү аракетинен улам пайда болот. Эки атом бири-бирине жакындаганда, валенттүүлүк электрондору Аларды ар бир атомдун сырткы катмарында жетиштүү сандагы электрондор бардай кылып чогуу колдонсо болот. Бул системаны атомдор өз-өзүнчө турганга караганда туруктуураак кылат.
Мисалы, суутек атомунун (H) бир электрону бар жана ал эки электрон менен гелий (He) сыяктуу туруктуулукка жетүүнү каалайт. Эки суутек атому бир жуп электронду бөлүшүп, H₂ молекуласын түзө алат . Эми ар бир H₂ атому биринчи катмарында эки электрону бардай "сезилет", ошентип туруктуулукка жетишет.
Коваленттик байланыштардын түрлөрү
Коваленттик байланыштарды бөлүшүлгөн электрондук жуптардын санына жана атомдордун ортосундагы электр терстигинин айырмасына жараша айырмалоого болот.
1. Жалпы электрондук жуптардын санына негизделген
1. Бир коваленттик байланыш: 1 жуп электронду бөлүшүү.
Мисал: H₂ тилиндеги H—H же CH₄ тилиндеги C—H.
2. Кош коваленттик байланыш: 2 жуп электронду жалпы колдонуу.
Мисал: O₂ түрүндөгү O=O же CO₂ түрүндөгү C=O.
3. Үч эселенген коваленттик байланыш: 3 жуп электронду бөлүшөт.
Мисал: N₂ үстүндөгү N≡N.
Электрон жуптары канчалык көп бөлүшүлсө, байланыш ошончолук күчтүү жана атомдордун ортосундагы аралык кыска болот.
2. Полярдуулукка негизделген
1. Полярдык эмес коваленттик байланыштар
Эки атомдун тең электр терс таасирлери бирдей же абдан окшош болгондо, ошондуктан электрондук жуптар салыштырмалуу бирдей бөлүшүлгөндө пайда болот.
Мисал: H₂, O₂, N₂, Cl₂.
2. Полярдык коваленттик байланыштар
Бул электр терстигинин айырмасы электрон жубу атомдордун бирине көбүрөөк тартыла тургандай деңгээлде чоң болгондо болот. Натыйжада жарым-жартылай заряддар (δ⁺ жана δ⁻) пайда болот.
Мисалдар: HClдеги H—Cl, H₂Oдогу O—H.
Полярдык байланыш дайыма эле молекуланын полярдуу экенин билдирбей турганын айырмалоо маанилүү; молекуланын полярдуулугуна молекуланын формасы (геометрия) да таасир этет.
Күнүмдүк кошулмалардагы коваленттүүлүктүн мисалдары
Күнүмдүк жашоодо оңой табыла турган бир нече мисалдар:
1. Суу (H₂O)
Суу полярдык коваленттик байланыштары бар кошулманын маанилүү мисалы болуп саналат. Кычкылтек атому суутектен электронегативдүү, ошондуктан жалгыз жуп кычкылтекке көбүрөөк тартылат. Бул сууга көптөгөн заттарды эритүү жөндөмү, жогорку беттик тартылуу жана башка кичинекей молекулаларга салыштырмалуу жогорку кайноо температурасы сыяктуу уникалдуу касиеттерди берет.
H₂Oдо эки полярдуу O—H байланышы бар. Мындан тышкары, суу молекулаларынын "ийилген" (сызыктуу эмес) формасы алардын диполь моменттери бири-бирин жокко чыгарбай тургандыгын билдирет, ошондуктан суу молекулалары жалпысынан полярдуу.
2. Көмүр кычкыл газы (CO₂)
CO₂ C жана O ортосунда эки кош коваленттик байланышка ээ (O=C=O). C=O байланышы полярдуу, бирок CO₂ сызыктуу, ошондуктан анын эки дипольдук моменти бири-бирин жокко чыгарат. Натыйжада, CO₂ молекуласы толугу менен полярдуу эмес. Бул CO₂ таза полярдык заттарга караганда сууда салыштырмалуу аз эрийт, бирок белгилүү бир шарттарда ал дагы эле көмүр кычкыл газын пайда кылуу үчүн реакцияга кириши мүмкүн.
3. Метан (CH₄)
Метан органикалык кошулмалар C жана H ортосундагы бир коваленттик байланыштардан турган жөнөкөй молекула. Жалпысынан алганда, CH₄ полярдуу эмес, анткени анын формасы тетраэдрдик симметриялуу жана C менен H ортосундагы электр терстигинин айырмасы өтө чоң эмес. Метан жаратылыш газынын негизги компоненти болуп саналат жана отун катары кеңири колдонулат.
4. Кычкылтек (O₂) жана азот (N₂)
O₂ кош коваленттик байланышка ээ (O=O), ал эми N₂ үч коваленттик байланышка ээ (N≡N). N₂дагы үчтүк байланыш абдан күчтүү, бул азотту кадимки шарттарда салыштырмалуу инерттүү кылат (оңой реакцияга кирбейт). Ошондуктан азот Жердин атмосферасында үстөмдүк кылат, бирок атайын шарттарсыз же катализатордун жардамысыз оңой реакцияга кирбейт.
5. Суутек хлориди (HCl)
HCl полярдык коваленттик байланыштын мисалы болуп саналат. Хлор (Cl) суутектен электрон терс, ошондуктан анын электрондору Clге көбүрөөк тартылып, жарым-жартылай заряд пайда болот. Сууда эригенде, HCl H⁺ жана Cl⁻ пайда кылуу үчүн иондошот, бул аны күчтүү кислота деп атайт. Бул кошулманын коваленттик байланышы болушу мүмкүн экенин, бирок эритмеде иондорду пайда кылаарын көрсөтүп турат.
6. Аммиак (NH₃)
Аммиактын N жана H ортосунда коваленттик байланышы бар. NH₃ молекуласы үч бурчтуу пирамида формасында жана полярдуу. Аммиак жер семирткич өнөр жайында, тазалоодо жана ар кандай химиялык процесстерде кеңири колдонулат. Аммиактын полярдуулугу анын суу менен күчтүү өз ара аракеттенишине мүмкүндүк берет.
Коваленттик кошулмалардын жалпы мүнөздөмөлөрү
Жалпысынан алганда, коваленттик кошулмалар төмөнкү мүнөздөмөлөргө ээ (бирок өзгөчөлүктөр бар):
1. Көпчүлүгү металл эмес элементтерден пайда болот.
2. Иондук кошулмаларга караганда, айрыкча кичинекей молекулалар үчүн, адатта, эрүү жана кайноо температуралары төмөн.
3. Полярдуу эмес коваленттик кошулмалар сууда эрибейт, бирок полярдуу эмес эриткичтерде эрийт.
4. Катуу абалда электр тогун өткөрбөйт; кээ бирлери эритмеде иондоштурулганда (мисалы, суудагы HCl) электр тогун өткөрө алат.
5. Көп учурда кездешет органикалык кошулмалар мисалы, углеводороддор, спирттер, органикалык кислоталар жана белоктор.
Penutup
Коваленттүүлүк – бул атомдордун, айрыкча металл эместердин электрондук жуптарды бөлүшүү аркылуу байланыштарды кантип түзөрүн түшүндүргөн фундаменталдык түшүнүк. Коваленттүүлүк байланыштары бир, кош же үч эселенген жана полярдуу же полярдуу эмес болушу мүмкүн. Мисалдар күнүмдүк жашоого абдан тааныш, мисалы, суу (H₂O), көмүр кычкыл газы (CO₂), метан (CH₄), кычкылтек (O₂), азот (N₂) жана суутек хлориди (HCl). Коваленттүүлүктүн аныктамасын жана мисалдарын түшүнүү менен, биз молекулярдык түзүлүштү заттын физикалык жана химиялык касиеттери менен оңой байланыштыра алабыз.
Кааласаңыз, макаланын илимийраак версиясын (Льюис структураларын, октет эрежесин жана молекулярдык геометрияны талкуулоо менен) же орто мектептин окуучулары үчүн жөнөкөйрөөк версиясын кошо алам.
